文档内容
第1章 物质及其变化
演讲人：第1节 物质的组成、性质和分类
第2节 离子反应
第3节 氧化还原反应
目 录
CONTENTS
第4节 物质的量第1节 物质的组成、性质和分类
l考点1 物质的组成、性质和分类
Ø考法1 物质的分类
★★
Ø考法2 物质变化类型的判断
★★
Ø考法3 胶体 的性质与应用 ★★★考点1 物质的组成、性质和分类
u 1. 物质的组成
【说明】不是所有原子都是由质子、中子、电子构成的。如11H中没有中子。考点1 物质的组成、性质和分类
u 2. 物质的分类
酸性
碱性
两性
酸式
碱式考点1 物质的组成、性质和分类
u 3. 分散系
(1)分散系的含义
把一种(或多种)物质以粒子形式分散到另一种(或多种)物质中所形成的混合物，称
为分散系。被分散的物质称为分散质，起容纳分散质作用的物质称为分散剂。
(2)三类分散系的比较
分散系 ①溶液 ②胶体 ③浊液
外观 均一、透明 多数均一、透明 不均一、不透明
Fe(OH) 胶体、
实例 食盐水、糖水 3 泥水、油水
淀粉溶液考点1 物质的组成、性质和分类
(2) 三类分散系的比较
分散质粒子直
＜1 nm 1～100 nm ＞100 nm
径
离子或 许多分子集合 固体小颗粒或
组成
小分子 体或高分子 小液滴
分散质粒子
能
能否透过滤纸 能 否
能否透过半透
能 否 否
膜
稳定性 稳定 介稳性 不稳定
性质
丁达尔效应 无 有 无考点1 物质的组成、性质和分类
u 4. 胶体
(1) 胶体的分类考点1 物质的组成、性质和分类
（2） 胶体的性质
①胶体具有丁达尔效应，可用于区别溶液与胶体。
②布朗运动：并非胶粒专属，水中的花粉也有此现象。
③电泳：电泳现象证明胶粒带有电荷，因此电泳可用来提纯胶体，如可用静电除尘装置除
去冶金厂的大量烟尘。
④聚沉：一定条件下，使胶体粒子聚集而形成沉淀，从分散剂里析出。用于解释制豆腐原
理、三角洲的形成等。
⑤渗析：胶体粒子不能透过半透膜，溶液可通过半透膜，利用此性质可进行胶体提纯、血
液透析治疗。考点1 物质的组成、性质和分类
（3）Fe(OH) 胶体的制备
3
将 饱 和 FeCl 溶液滴入 沸 腾 的蒸馏水中，并继续煮沸至
3
液体呈 ，即得Fe(OH) 胶体。
红褐色
3
【 划 重 点 】 将 F e C l 溶 液 直 接 加 到 N a O H 溶 液 中 ， 会 得 到
3
Fe(OH) 沉淀，得不到Fe(OH) 胶体。
3 3考点1 物质的组成、性质和分类
Ø考法1 物质的分类
1. 纯净物和混合物
(1)只含一种元素的物质不一定是纯净物，如含有O 和O 的物质是混合物，含有金刚
2 3
石和石墨的物质也是混合物。
(2)含水的物质不一定是混合物，结晶水合物为纯净物，如CuSO ·5H O。
4 2
(3)同位素形成的单质混合在一起是纯净物，如H 、D 。
2 2
【划重点】常见混合物：
①分散系(如溶液、胶体、浊液等)；②高分子化合物(如蛋白质、纤维素、淀粉、聚乙烯、聚氯乙烯
等)；③其他混合物：石油、石油的各种馏分、煤、漂白粉、碱石灰、福尔马林、天然油脂、天然气、
水煤气、铝热剂、氨水、王水、氯水、水玻璃、裂解气、液化石油气等。考点1 物质的组成、性质和分类
2. 氧化物中的“不一定”
(1) 碱性氧化物一定是金属氧化物，但金属氧化物不一定是碱性氧化物。如Mn O 为酸
2 7
性氧化物，Al O 为两性氧化物，Na O 为过氧化物。
2 3 2 2
(2) 酸性氧化物不一定是非金属氧化物，如Mn O 是酸性氧化物；非金属氧化物也不一
2 7
定是酸性氧化物，如CO、NO是不成盐氧化物。
(3) 酸性氧化物、碱性氧化物不一定都能与水反应生成相应的酸、碱，如SiO2、Fe2O3。
(4) 酸性氧化物都是对应酸的酸酐，但酸酐不一定都是酸性氧化物。有机酸酐如乙酸酐
[(CH CO) O]含C、H、O三种元素，就不是酸性氧化物。 酸酐不一定能与水反应，如
3 2
SiO 。
2
(5) 与酸反应能生成盐和水的氧化物不一定是碱性氧化物，如Al O ；与碱反应能生成盐
2 3
和水的氧化物不一定是酸性氧化物，如NO 、Al O 。
2 2 3考点1 物质的组成、性质和分类
3. 共价化合物和离子化合物的区分
(1)由非金属元素组成的化合物不一定是共价化合物，如铵盐[NH Cl、NH NO 、
4 4 3
(NH ) CO 等]为离子化合物。
4 2 3
(2)由金属元素和非金属元素组成的化合物不一定是离子化合物，如AlCl 、BeCl 为共
3 2
价化合物。
(3)含有离子键的化合物一定是离子化合物；只含有共价键的化合物为共价化合物。
4. 物质中粒子种类的判断
(1)含有阳离子的物质中不一定含有阴离子，如金属单质由金属阳离子和自由电子构成。
(2)含有阴离子的物质中一定含有阳离子。考点1 物质的组成、性质和分类
例 [海南2019·10，4分] 下列说法正确的是( C )
A．MgO和Al O 都属于两性氧化物
2 3
B．悬浊液和乳浊液的分散质均为液态
C．Fe O 和Pb O 中的金属都呈现两种价态
3 4 3 4
D．葡萄糖溶液和淀粉溶液都具有丁达尔效应
【解析】MgO是碱性氧化物，Al O 属于两性氧化物，A错误；悬浊液的分散质是
2 3
固体小颗粒，B错误；Fe O 可表示为FeO·Fe O ，Fe元素化合价为＋2、＋3价，
3 4 2 3
Pb O 可表示为2PbO·PbO ，Pb元素化合价为＋2、＋4价，因此二者中的金属元素都
3 4 2
呈现两种价态，C正确；葡萄糖分子是小分子，葡萄糖溶液中溶质分子的直径小于1
nm，所以葡萄糖溶液不能产生丁达尔效应，D错误。考点1 物质的组成、性质和分类
Ø考法2 物质变化类型的判断
1. 物质变化过程的实质判断
根据是否有新物质生成及化学键变化辨析物理变化和化学变化：
(1) 没有生成新物质的变化为物理变化。如水的三态转化、石油的分馏、用CCl 萃取碘水
4
中的碘等。
(2) 物理变化过程中也可能发生化学键的断裂或者形成，如食盐晶体熔化时晶体中的离子
键遭到破坏，而熔融态NaCl降温变成晶体时，又形成了离子键。
(3) 物质溶于水的过程，可能破坏化学键，如HCl溶于水；也可能不破坏化学键，如
C H OH溶于水。
2 5
(4) 旧化学键断裂的同时有新化学键形成的变化是化学变化。考点1 物质的组成、性质和分类
2. 记住常见现象的变化类型
常见的一些现象可归纳为“三馏” “四色” “五解”和“十五化” ，其变化类型如表所示：
物理变化 化学变化
三馏 ①蒸馏、②分馏 干馏
四色 焰色反应 ①显色反应、②颜色反应、③指示剂变色
五解 潮解 ①分解、②电解、③水解、④裂解
①熔化 ①氧化、②风化、③炭化、④钝化、⑤皂化、⑥橡胶
十五化 ②汽化 老化、⑦硝化、⑧磺化、⑨硫化、⑩酯化、⑪裂化、
③液化 ⑫油脂硬化
【注意】汽化、液化一般都是物理变化，但煤的气化和液化是化学变化。
不同元素的原子之间的转化不是化学变化，如核裂变、核聚变。考点1 物质的组成、性质和分类
下列过程没有发生化学反应的是( A )
例
A．用活性炭去除冰箱中的异味
B．用热碱水清除炊具上残留的油污
C．用浸泡过高锰酸钾溶液的硅藻土保鲜水果
D．用含硅胶、铁粉的透气小袋与食品一起密封包装
【解析】活性炭除异味是利用其吸附性，仅发生物理变化，A正确；热碱水除油
污是利用油脂在碱性条件下能发生彻底的水解反应，属于化学变化，B错误；高锰酸
钾可吸收、氧化催熟水果的乙烯，泡过高锰酸钾溶液的硅藻土可保鲜水果，发生化
学变化，C错误；硅胶具有吸水性，可防止食品受潮，发生物理变化，铁粉具有还原
性，可防止食品氧化，发生化学变化，D错误。考点1 物质的组成、性质和分类
Ø考法3 胶体的性质与应用
1. 丁达尔效应：用于溶液和胶体的鉴别。
【特别提醒】 胶体与溶液的本质区别是分散质粒子的直径大小不同，而不是能否产生丁达
尔效应。
2. 胶体的聚沉——明矾(或FeCl3)的净水原理
(1)Al3＋或Fe3＋水解生成的Al(OH)3或Fe(OH)3胶粒比表面积大，吸附能力很强，易吸附
水中的悬浮杂质而聚沉；
(2)Al(OH)3或Fe(OH)3胶粒带正电，而泥沙胶粒带负电，二者相遇互相中和电荷而聚沉。考点1 物质的组成、性质和分类
例 [天津2017·1，6分] 下列有关水处理方法不正确的是 ( C )
A．用石灰、碳酸钠等碱性物质处理废水中的酸
B．用可溶性的铝盐和铁盐处理水中的悬浮物
C．用氯气处理水中的Cu2＋、Hg2＋等重金属离子
D．用烧碱处理含高浓度NH ＋的废水并回收利用氨
4
【解析】石灰、碳酸钠都能与酸反应，生成的CO 气体逸出，使溶液酸性减弱，
2
所以可用于处理废水中的酸，A正确。可溶性铝盐和铁盐在水中电离出的Al3＋和Fe3＋
水解生成Al(OH) 胶体和 Fe(OH) 胶体，胶体具有较强的吸附作用，可吸附水中的悬
3 3
浮物，B正确。含有Cu2＋和Hg2＋等重金属离子的废水中常加入可溶性的硫化物，形成
难溶性的硫化物沉淀而除去，C错误。烧碱(NaOH)能与NH ＋反应生成NH ，符合强
4 3
碱制弱碱原理，D正确。考点1 物质的组成、性质和分类
Ø热点题型1 物质的性质和应用
物质的性质与应用是高考的热点，常结合无机物和有机物的性质考查，体现化学学科在
日常生活、工业生产、科研等方面的巨大作用，涉及内容较多，复习时需注意积累，分清
不同类别的物质的作用，同时认识物质结构与性质的关系。
[浙江2020年7月·9，2分]下列说法不正确的是( D )
例
A．高压钠灯可用于道路照明
B．SiO 可用来制造光导纤维
2
C．工业上可采用高温冶炼黄铜矿的方法获得粗铜
D．BaCO 不溶于水，可用作医疗上检查肠胃的钡餐
3
【解析】高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，可用于道路照明，A正确；SiO
2
可用于制造光导纤维是因为其对光全反射，B正确；铜的金属活动性较弱，工业上可采
取高温冶炼黄铜矿的方法(热还原法)获得粗铜，C正确；胃酸的主要成分为HCl，
BaCO 能溶于胃酸，医疗上用于检查肠胃的钡餐为BaSO ，D错误。
3 4第2节 离子反应
l考点2 离子反应 离子方程式
l考点3 离子共存 离子检验与推断第2节 离子反应
l考点2 离子反应 离子方程式
Ø考法1 电解质及其强弱的判断
★★
Ø考法2 离子方程式的书写和正误判断 ——“八看”
★★★
Ø考法3 与量有关的离子方程式的书写
★★★考点2 离子反应 离子方程式
u 1. 电解质及其分类
(1)电解质和非电解质的比较
定义 相同点 不同点 实例
一定条
在 件下能
电 NaCl、
_____________状态 够电离
水溶液里或熔融
解 H SO 、
2 4
下能导电的 产生离
质 都是化 NaOH
__化_合__物___ 子、能
合物
导电
在_____________ 不能电
水溶液里或熔融
非电 蔗糖、
状态下都不导电 离、不
解质 酒精
的__ 化__合__物__ 能导电考点2 离子反应 离子方程式
（2）强电解质和弱电解质的比较
①强电解质 ②弱电解质
在水溶液中能 _完__全___电离 在水溶液中只能__部__分__电
定义
的电解质 离的电解质
电离平衡 不存在 __存__在___
溶液中存在 水合离子、水分子、弱电
水合离子、水分子
微粒种类 解质分子
电离过程 不可逆 可逆
_ _强_酸__：HCl、H SO 、 _弱__酸__：CH COOH、
2 4 3
HNO 、HClO 、HBr、 HClO、HCN、H S、
3 4 2
HI等； H CO 等；
2 3
代表物 _强__碱__：NaOH、Ba(OH) _弱__碱__：NH ·H O、
2 3 2
等； Cu(OH) 等；
2
绝大多数盐(包括难溶盐)： H O及少部分盐：
2
BaCl 、BaSO 等 (CH COO) Pb等
2 4 3 2考点2 离子反应 离子方程式
u 2. 电解质的电离和电离方程式
(1)电离是指电解质在水溶液中或熔融状态下，离解成自由移动的离子的过程；电
离的条件是水溶液中或熔融状态下。
(2)电离方程式
①强电解质的电离方程式中，用“===”连接，弱电解质(包括弱酸的酸式酸根)的
电离方程式中，用“ ”连接。如Na SO ：Na SO ===2Na＋＋SO 2－，
2 4 2 4 4
HClO：HClO H＋＋ClO－。
②多元弱酸的电离分步书写，多元弱碱的电离一步写出。如
H CO ：H CO H＋＋HCO －，HCO － H＋＋CO 2－。
2 3 2 3 3 3 3
【划重点】强酸酸式盐在水溶液中完全电离，如NaHSO ===Na＋＋H＋＋
4
SO 2－；弱酸酸式盐在水溶液中，第一步完全电离，其余部分电离，如NaHCO 溶
4 3
液中：NaHCO ===Na＋＋HCO －、HCO － H＋ ＋CO 2－。
3 3 3 3考点2 离子反应 离子方程式
u 3. 离子反应和离子方程式
(1)离子反应
①本质：反应物中某些离子的浓度减小。
②类型
a．发生复分解反应，如生成难溶电解质、弱电解质、气体等；
b．发生氧化还原反应，有电子的得失；
c．发生络合反应，如FeCl 溶液与KSCN反应的离子方程式为
3
Fe3＋＋3SCN－ Fe(SCN) 。
3
③意义：离子方程式不仅可以表示某一个具体的化学反应，还可以表示同一类型的
离子反应。考点2 离子反应 离子方程式
(2)离子方程式的书写步骤
①写：写出正确的化学方程式。
②拆：把易溶且易电离的物质改写成离子形式；难溶、难电离的物质(如气体、氧
化物、单质、弱电解质等)仍写成化学式。
③删：删除等号两边完全相同的离子(即不参加反应的离子)，并使化学计量数最简。
④查(三守恒)：检查等号两边的原子个数、电荷总数和得失电子总数是否守恒。
【划重点】 离子方程式的书写也可以抓住离子反应的实质，确定反应物和产物，结合得失电子守恒(对
于氧化还原反应)、电荷守恒和原子守恒，直接书写离子方程式。考点2 离子反应 离子方程式
Ø考法1 电解质及其强弱的判断
u 1. 电解质与非电解质的判断
(1)电解质和非电解质都属于化合物，单质、混合物既不是电解质，也不是非电解质。
(2)酸(不论强弱)、碱(不论强弱)、盐(不论难溶、易溶)都是电解质。
(3)电解质一定是化合物，且在水溶液中是自身直接电离而导电；有些化合物的水溶液虽然
能导电，但溶液中导电的离子不是其自身电离产生的，故这些化合物不属于电解质，而属于
非电解质，如SO 、CO 、SO 、NH 等。
2 2 3 3考点2 离子反应 离子方程式
u 2.电解质强弱的判断
(1)判断电解质强弱的标准是看其在水溶液中是否完全电离。
(2)盐一般是强电解质(不论难溶、易溶)，但不一定都是强电解质。如易溶性盐醋酸铅
[(CH COO) Pb]难电离，是弱电解质，在离子方程式中写化学式。
3 2
(3)电解质强弱与物质溶解性无关，溶解度小的物质易被误认为是弱电解质。如BaSO 、
4
AgCl等在水溶液中溶解度很小，但溶解部分是完全电离的，因此属于强电解质。
(4)溶液导电性强弱只与自由离子的浓度及离子所带的电荷数有关，与电解质强弱无直接
关系。设计电解质强弱对比实验时，要保证强弱电解质溶液浓度相同。考点2 离子反应 离子方程式
例
为证明醋酸是弱电解质，下列方法不正确的是 ( )
D
A. 测定0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH
B. 测定0.1 mol·L-1 CH COONa溶液的酸碱性
3
C. 比较浓度均为0.1 mol·L-1盐酸和醋酸溶液的导电能力
D. 比较相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋酸溶液恰好反应完全时消
耗两溶液的体积考点2 离子反应 离子方程式
【解析】若0.1 mol·L-1醋酸溶液的pH＞1，则能证明醋酸为弱
电解质，A项正确；若0.1 mol·L-1CH COONa溶液呈碱性，则
3
能证明CH3COO¯发生了水解，即证明醋酸为弱电解质，B项正
确；若浓度均为0.1 mol·L-1的盐酸和醋酸溶液，醋酸溶液的导
电能力弱，则说明醋酸电离程度小，没有完全电离，能证明醋
酸为弱电解质，C项正确；相同物质的量浓度的NaOH溶液和醋
酸溶液恰好反应完全时消耗两溶液的体积相同，不能证明醋酸
为弱电解质，D项错误。考点2 离子反应 离子方程式
Ø考法2 离子方程式的书写和正误判断——“八看”
u 1. 看反应是否符合客观事实
(1)看产物是否符合事实，不可主观臆造。
(2)掌握常考典型反应：
①Fe与稀盐酸、稀硫酸、FeCl 溶液、CuSO 溶液反应都生成Fe2＋，而不会生成Fe3＋。
3 4
②铁与稀硝酸(过量)反应生成Fe3＋，过量铁与稀硝酸反应生成Fe2＋。
③漂白粉溶液中通入SO ，产物不会是CaSO ，因为CaSO 能被HClO氧化成CaSO 。
2 3 3 4
④Fe O 与HI反应生成FeI 就是一种常见的设错方式，因为Fe3＋能把I－氧化，所以其产
2 3 3
物是FeI 、I 和H O。
2 2 2
⑤BaCl 溶液中通入CO ，若写成Ba2＋＋CO ＋H O===BaCO ↓＋2H＋，就与事实相悖，
2 2 2 2 3
因为BaCO 溶于盐酸，所以此反应不能发生。
3
⑥Na、K、Ca、Ba、F 与盐溶液反应时，均先与水反应，再考虑产物与盐的反应。
2考点2 离子反应 离子方程式
u 2. 看物质拆分是否正确
书写离子方程式时，常常陷入物质 “拆分陷阱”，注意氧化物、过氧化物、弱电解质、沉
淀、酸式酸根(HSO －等除外)、气体、非电解质在离子方程式中均不能拆分。
4
熟练掌握电解质的“拆分”原则：
(1)易溶的强电解质(强酸、强碱、大多数可溶性盐)写离子形式。
①常见的强酸、弱酸
强酸 HNO 、H SO 、HClO 、HCl、HBr、HI
3 2 4 4
H CO 、H SiO 、CH COOH、H C O 、HClO、HF、H S、
弱酸 2 3 2 3 3 2 2 4 2
H SO
2 3
【注意】浓盐酸、浓硝酸在离子方程式中可拆，浓硫酸一般不拆。考点2 离子反应 离子方程式
②常见的强碱、弱碱
③弱酸式
强碱 NaOH、KOH、Ca(OH) 、Ba(OH)
2 2
弱碱 NH H O、Al(OH) 、Mg(OH) 、Fe(OH)
3· 2 3 2 3
a．弱酸的酸式酸根离子不能拆开，如HCO －、HS－、HSO －等；
3 3
b．强酸的酸式酸根离子(如HSO －)在水溶液中写成拆分形式，如NaHSO 应写成Na＋、
4 4
H＋和SO 2－；而NaHSO 在熔融状态下HSO －不能拆开，应写成Na＋和HSO －。
4 4 4 4
(2)微溶物
①常见的微溶物：Ca(OH) 、MgCO 、CaSO 、Ag SO
2 3 4 2 4
②微溶物在离子方程式中的书写方法：微溶物出现在反应物中时，澄清溶液可以拆，
悬浊液不可拆；微溶物出现在生成物中时，当沉淀处理不可拆。考点2 离子反应 离子方程式
(3)固体之间的反应、浓硫酸(或浓磷酸)与固体之间的反应，不能电离出自由离子，所以
不写离子方程式。
u3. 看是否符合原子守恒、电荷守恒、得失电子守恒
离子方程式除符合质量守恒外，还应符合电荷守恒，即离子方程式两边离子所带
电荷总数相等，氧化还原反应的离子方程式还要符合得失电子守恒。
如Fe³＋＋Cu=== Cu²＋＋Fe²＋，虽原子守恒，但电荷不守恒、得失电子不守恒，离
子方程式书写错误，正确的离子方程式应为2Fe³＋＋Cu===Cu²＋＋2Fe²＋。
u4. 看离子之间配比是否正确
如稀H SO 与Ba(OH) 溶液反应，若写成H＋＋OH－＋SO 2－＋Ba2＋ ===BaSO ↓＋
2 4 2 4 4
H O，就是离子配比错误，应该写成2H＋＋2OH－＋SO 2－＋Ba2＋===BaSO ↓＋2H O。
2 4 4 2考点2 离子反应 离子方程式
u5. 看用量对反应的影响
如“少量”“等物质的量”“过量”“任意量”等对反应的离子方程式的影响(详见考法3)。
u6. 看是否遗漏反应
如Ba(OH) 溶液与CuSO 溶液反应，若写成Ba2＋＋SO 2－===BaSO ↓，就遗漏了Cu2＋
2 4 4 4
与OH－的反应，应写成Ba2＋＋2OH－＋Cu2＋＋SO 2－=== BaSO ↓＋Cu(OH) ↓。
4 4 2
u7. 看反应符号是否正确
→
看“↓”“↑” “ === ” “ ”“ ”等反应符号书写是否正确。例如：
(1)FeCl 溶液中存在Fe3＋的水解：Fe3＋＋3H O Fe(OH) ＋3H＋
3 2 3
此反应不彻底，写“ ”，Fe(OH) 后不加“↓”。
3考点2 离子反应 离子方程式
(2)用FeCl 浓溶液制Fe(OH) 胶体：Fe3＋＋3H O Fe(OH) (胶体)＋3H＋
3 3 2 3
此反应彻底，写“===”，Fe(OH) 后不加“↓”，而标明为胶体。
3
(3)FeCl 溶液与NaHCO3溶液混合：Fe ＋＋3HCO －=== Fe(OH) ↓＋3CO ↑
3 3 3 3 2
水解相互促进，反应进行到底，写“===”，Fe(OH) 后加“↓”，CO 后加“↑”。
3 2
u8. 反应的环境问题
离子方程式书写应考虑反应环境问题，酸性水溶液应用H＋保证电荷守恒，
碱性环境应用OH－保证电荷守恒。如向NaClO水溶液中滴加少量的FeSO 溶液，
4
离子方程式不应该是2H＋＋ClO－＋2Fe2＋===Cl－＋2Fe3＋＋H O，而是4OH－＋
2
H O＋ClO－＋2Fe2＋===Cl－＋2Fe(OH) ↓。
2 3考点2 离子反应 离子方程式
[江苏2020·7，2分]下列指定反应的离子方程式正确的是( )
例 C
A. Cl 通入水中制氯水：
2
Cl ＋H O 2H＋＋Cl－＋ClO－
2 2
B. NO 通入水中制硝酸：
2
2NO ＋H O=== 2H＋＋NO －＋NO
2 2 3
C. 0.1 mol·L－1 NaAlO 溶液中通入过量CO ：
2 2
AlO －＋CO ＋2H O===Al(OH) ↓＋HCO －
2 2 2 3 3
D. 0.1 mol·L－1 AgNO 溶液中加入过量浓氨水：
3
Ag＋＋NH ＋H O===AgOH↓＋NH ＋
3 2 4
【解析】HClO为弱酸，需写成化学式形式，A错误；NO 与H O反应生成HNO 和NO，
2 2 3
其离子方程式为3NO ＋H O=== 2H＋＋2NO －＋NO，B错误；NaAlO 溶液中通入过
2 2 3 2
量CO ，生成Al(OH) 沉淀和HCO －，C正确；AgNO 溶液中加入过量浓氨水最终使
2 3 3 3
AgOH沉淀溶解，转化为银氨溶液，D错误。考点2 离子反应 离子方程式
Ø考法3 与量有关的离子方程式的书写
u 1.“少量定一法”书写离子方程式
(1)把“少量”的物质的化学计量数定为“1”，使其阴、阳离子都参与反应，若少量物质有
两种或两种以上离子参加反应，则参加反应的离子的物质的量之比与其化学式相符。
(2)依据少量物质中离子的物质的量，确定过量物质中实际参加反应的离子的物质的量。
如NaOH与Ca(HCO ) 反应的离子方程式的书写方法如下：
3 2考点2 离子反应 离子方程式
u 2．分类法书写与量有关的三种类型的离子方程式
(1)连续型 向AlCl 溶液中滴入NaOH溶液，其过
3
①主要指反应生成的离子又能 程主要是观察Al3＋的变化：
3OH¯ OH¯
Al3＋ Al(OH) AlO －。
与过量的反应物继续反应，而导
3 2
致离子方程式与用量有关。
开始滴加时，碱不足，其离子方程式
为Al3＋＋3OH－ === Al(OH) ↓；当碱
②书写步骤与方法：首先分析
3
过量时，离子方程式为Al(OH) ＋OH－
3
判断物质是否过量，再根据原理 === AlO －＋2H O。
2 2
书写。考点2 离子反应 离子方程式
(2)配比型
主要指一种反应物中有两种或两种以上离子同时参与反应时，因离子比例不协调(一般为复盐或酸式
盐)，当一种离子恰好完全反应时，另一种离子不能恰好完全反应(有剩余或不足)而导致其离子方程
式与用量有关。如含Ca2＋、Ba2＋、HCO －、HSO －、H PO －等离子的酸式盐溶液与碱溶液的反应。
3 4 2 4
少量Ba(OH)2与NaHSO4的反应。
Ba(OH) 少量，Ba2＋、OH－必完全反应，也必按化学式中Ba2＋与OH－的个数比1∶2参加反应；而参加反
2
应的H＋、SO 2－的个数则由反应需要而定。即：
4
Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO 2－=== BaSO ↓＋2H O
4 4 2
少量定1 系数由OH－、Ba2＋
数目确定
【划重点】书写此类离子方程式时，除了要掌握有关的反应原理外，还要注意离子共存的问题，如少
量NaHSO 溶液滴加到过量的Ba(OH) 溶液中，把NaHSO 的化学计量数定为1，HSO －与OH－反应后
3 2 3 3
生成的SO 2－与Ba2＋不共存，离子方程式应为HSO － ＋Ba2＋＋OH－ === H O＋BaSO ↓。
3 3 2 3考点2 离子反应 离子方程式
(3)竞争先后型
①主要指一种反应物中的两种离子都能跟另一种反应物中的离子反应，但因反应先后顺序不
同，而导致离子方程式与用量有关。如FeBr 与Cl ；Fe(NO ) 与HI；NH HSO 与NaOH等。
2 2 3 3 4 4
②书写步骤与方法：首先搞清楚反应发生的先后顺序(如利用氧化性：HNO ＞Fe3＋；还原性：
3
I－＞Fe2＋＞Br－；酸性：H＋＞NH ＋等判断)，然后根据用量判断反应发生的程度(对于氧化还原
4
反应，可利用得失电子守恒快速判断)，最后用“少量定一法”书写离子方程式。
FeBr 溶液中通入Cl ：Cl 先与Fe2＋反应，若Cl 过量，就会发生Cl 与Br－的反应。
2 2 2 2 2
a. 当 ≤ 时，只有Fe2＋被氧化，反应的离子方程式为2Fe2＋＋Cl === 2Fe3＋＋2Cl－；
2考点2 离子反应 离子方程式
b．当 ≥ 时，Fe2＋和Br－被完全氧化，反应的离子方程式为2Fe2＋＋4Br
－＋3Cl === 2Fe3＋＋2Br ＋6Cl－；
2 2
c．当 ＜ ＜ 时，Fe2＋全部被氧化，Br－部分被氧化：
当n(FeBr )＝n(Cl )时，反应的离子方程式为2Fe2＋＋2Br－＋2Cl === 2Fe3＋＋ Br ＋4Cl－；
2 2 2 2
当 ＝ 时，反应的离子方程式为6Fe2＋＋10Br－＋8Cl === 6Fe3＋＋5Br ＋16Cl－。
2 2考点3 离子共存 离子检验与推断
l考点3 离子共存 离子检验与推断
Ø考法4 离子共存的判断 ★★★
Ø考法5 离子的检验与判断考点3 离子共存 离子检验与推断
u 1.离子共存
（2）离子发生反应的条件
(1) 本质
沉淀
①生成 __________，如BaSO 、CaCO 等；
4 3
②生成 ___气__体_____，如CO 、H S等；
2 2
几种离子在同一溶
__难__电_离____
③生成 的物质(弱酸、弱碱和H O)，如
2
液中能大量共存，则各
CH COO－＋H＋ === CH COOH；
3 3
离子之间不发生任何反
__氧__化_还__原__反__应___
④能发生 (包括原电池和电解池的离子
应。若离子之间能发生
反应)；
反应，则在溶液中不能
⑤有少数离子可形成络合物，如Fe3＋和SCN－能发生反
大量共存。
应Fe3＋＋3SCN－ Fe(SCN) ；
3
⑥能水解的阳离子与能水解的阴离子(如Al3＋和HCO －)
3
在水溶液中发生双水解反应等。考点3 离子共存 离子检验与推断
（3）常考的离子性质
Cr O 2－(橙红色)、MnO －_紫__红__色__)、Cu2＋(___蓝__色___)、Fe3＋
有色离子 2 7 4
(_ _橙__红__色__)、Fe2＋(浅绿色)
【划重点】水
氧化性离子 ClO－、MnO －、Cr O 2－、NO －(H＋)、Fe3＋ 解使溶液显酸
4 2 7 3
性的离子不能
还原性离子 S2－、HS－、SO 2－、I－、Br－、Fe2＋
3
在碱性溶液中
水解使溶液
NH ＋、Al3＋、Cu2＋、Fe3＋、Fe2＋、Zn2＋ 大量存在；氧
显酸性的离子 4
化性离子和还
水解使溶液 CH COO－、CO 2－、SO 2－、AlO －、SiO 2－、ClO－、S2－、
3 3 3 2 3
原性离子不能
显碱性的离子 HCO －
3
大量共存。
与H＋和OH－均不
HCO －、HSO －、HS－、H PO －、HPO 2－
能大量共存的离子 3 3 2 4 4考点3 离子共存 离子检验与推断
离子 试剂 现象
Cl－、 AgCl(白色沉淀)、AgBr(淡黄色沉淀)、AgI(黄
u 2.离子的 AgNO 溶液、稀硝酸
Br－、I－ 3 色沉淀)
稀盐酸 BaCl 溶液
SO 2－ ___________、_______2_______ 白色沉淀
4
检验与推断
Fe2＋ _ N__a_O__H__溶__液__ 白色沉淀→灰绿色沉淀→红褐色沉淀
根据离子因性质 Al3＋ NaOH溶液 先生成白色沉淀，NaOH过量后沉淀逐渐溶解
不同而在实验中表
Mg2＋ NaOH溶液 生成白色沉淀，NaOH过量，沉淀不溶解
现的现象不同，可
稀H SO (或硫酸盐溶液)、稀
Ba2＋ 2 4 生成不溶于稀硝酸的白色沉淀
把检验离子的方法 硝酸
沉淀法 盐酸(或氯化物溶液)、稀硝酸 生成不溶于稀硝酸的白色沉淀
归纳为三种类型：
Ag＋
沉淀法、气体法和 先生成白色沉淀，若NH ·H O过量，沉淀逐
氨水 3 2
渐溶解
显色法。
PO 3－ AgNO 溶液、稀硝酸 生成黄色沉淀，沉淀可溶于稀硝酸
4 3
SiO 2－ 稀硝酸 白色絮状沉淀
3
S2－ CuSO 或CuCl 溶液 黑色沉淀
4 2
AlO － 稀盐酸 先生成白色沉淀，稀盐酸过量后沉淀逐渐溶解
2考点3 离子共存 离子检验与推断
浓NaOH溶液(加热)和湿润 生成无色、具有刺激性气味、能使湿润的
NH ＋
4 的红色石蕊试纸 红色石蕊试纸变蓝的气体
生成无色、具有刺激性气味、能使品红溶
稀硫酸 品红溶液
SO 2－ ___________、______________
气体法 3 液褪色的气体
产生无色无味、能使澄清石灰水变浑浊的
续表
CO 2－ 稀盐酸、澄清石灰水
3 气体
溶液变蓝色，有无色、具有刺激性气味的
稀硫酸 金属铜
NO － _________、____________
3 气体产生，遇空气后气体变红棕色
H＋ 紫色石蕊试液 石蕊试液变红
I－ 氯水、淀粉溶液 淀粉溶液变蓝
Fe3＋ _K__S_C_N__溶___液__ 溶液呈血红色
_K_3_[_F_e_(_C__N_)__]_
6
显色法 蓝色沉淀
__(铁__氰__化__钾__)_溶__液___
Fe2＋
加KSCN后无颜色变化，再滴加氯水，溶
KSCN溶液、氯水
液变成血红色
火焰呈黄色(Na＋)，透过蓝色钴玻璃观察
Na＋、K＋ 铂丝、稀盐酸
火焰呈紫色(K＋)考点3 离子共存 离子检验与推断
Ø考法4 离子共存的判断
u1．溶液酸、碱性的几种表示方法
(1)表示酸性溶液：①常温下pH<7或c(H＋)>c(OH－)；②能使pH试纸变红的溶液；③能
使甲基橙显红色或橙色的溶液，或者能使紫色石蕊试液显红色的溶液。
(2)表示碱性溶液：①常温下pH>7或c(H＋)7
时酸或碱抑制水的电离)；③与NH4HCO3或(NH4)2CO3等反应放出气体的溶液；④能够与
弱酸弱碱盐反应的溶液。考点3 离子共存 离子检验与推断
u2．溶液中离子不能大量共存的四种情形
(1)发生复分解反应
①与H＋反应而不能大量共存：OH－、弱酸根离子及弱酸的酸式酸根离子(如CH COO－、HCO －、
3 3
CO 2－、C O 2－、SiO 2－、PO 3－、S2－、HS－、ClO－、SO 2－、HSO －、F－等)；
3 2 4 3 4 3 3
②与OH－反应而不能大量共存：H＋、金属离子(Na＋、K＋、Ba2＋等除外)、NH ＋、弱酸的酸式酸根
4
离子(如HCO －、HSO －、HS－等)；
3 3
③生成难溶盐而不能大量共存。a.可以和Ag＋产生沉淀的离子：OH－、Cl－、Br－、I－、CO 2－、
3
PO 3－、SO 2－、S2－等；b.可以和Ba2＋产生沉淀的离子：SO 2－、SO 2－、CO 2－等。
4 4 4 3 3
(2) 发生氧化反应
具有较强还原性的离子不能与具有较强氧化性的离子大量共存。如S2－、HS－、I－等不能与Fe3＋
大量共存。考点3 离子共存 离子检验与推断
(3) 发生彻底的双水解反应
常见的因发生彻底的双水解反应而不能大量共存的离子如下：
①NH ＋与AlO －、SiO 2－；
4 2 3
②Al3＋与HCO －、CO 2－、AlO －、S2－、HS－；
3 3 2
③Fe3＋与HCO －、CO 2－、AlO －。
3 3 2
【划重点】① AlO －与HCO －不能大量共存，发生的离子反应为AlO －＋HCO －＋
2 3 2 3
H O=== Al(OH) ↓＋CO 2－(相当于弱酸制更弱酸，不是因为发生双水解反应)。
2 3 3
②NH ＋与CH COO－(或CO 2－)、Mg2＋与HCO －等组合中，虽然存在双水解反应，但
4 3 3 3
因水解程度很小，仍可大量共存。考点3 离子共存 离子检验与推断
(4) 发生络合反应
如Fe3＋与SCN－、Ag＋(或Cu2＋)与NH ·H O因形成络合物而不能大量共存。
3 2
u3．注意离子共存问题的审题
(1)应注意判断离子共存的情况：“一定”“可能”还是“不能”大量共存；
(2)应注意题干中提示的溶液酸碱性：酸性溶液应考虑H＋的存在，碱性溶液应考虑OH－的存
在；
(3)应注意题干中提示的溶液颜色：溶液无色时，有色离子不能存在；
(4)正确理解“透明溶液”，如：NaCl溶液为无色透明溶液，CuSO 溶液、FeCl 溶液是有色
4 3
透明溶液，不能认为“有色”溶液就不透明。考点3 离子共存 离子检验与推断
例
[江苏2018·4，2分]室温下，下列各组离子在指定溶液中能大量共存的是( )
B
A. 0.1 mol·L－1 KI溶液：Na＋、K＋、ClO－、OH－
B. 0.1 mol·L－1 Fe (SO ) 溶液：Cu2＋、NH ＋、NO －、SO 2－
2 4 3 4 3 4
C. 0.1 mol·L－1 HCl溶液：Ba2＋、K＋、CH COO－、NO －
3 3
D. 0.1 mol·L－1 NaOH溶液：Mg2＋、Na＋、SO 2－、HCO －
4 3
【解析】KI溶液中的I－有较强的还原性，而ClO－有较强的氧化性，二者不能大
量共存，A错误；选项所给离子与硫酸铁溶液中的离子均不能相互反应，离子
之间能大量共存，B正确；CH COO－与H＋结合生成醋酸分子，二者不能大量
3
共存，C错误；Mg2＋、HCO －能与OH－反应，不能大量共存，D错误。
3考点3 离子共存 离子检验与推断
Ø考法5 离子的检验与判断
u1．离子检验时常见的干扰问题
(1)向某溶液中加入BaCl2溶液后生成白色沉淀，再加入稀盐酸沉淀不消失，不能判断溶液
中存在SO42－，若溶液中存在Ag＋，也有相同的现象。
(2)向某溶液中加入Ca(OH)2溶液，有白色沉淀生成，不能判断溶液中一定存在CO32－，
若溶液中存在SO32－、HSO3－、SO42－、HCO3－等，也有相同的现象。
(3)向某溶液中滴入稀盐酸，产生能使澄清石灰水变浑浊的气体，不能判断溶液中一定存
在CO32－，若溶液中存在HCO3－、SO32－、HSO3－，也有相同的现象。
(4)向某溶液中滴入Ba(NO ) 溶液，产生白色沉淀，再加入稀HNO ，白色沉淀不溶解，
3 2 3
不能判断溶液中一定存在SO 2－，若溶液中存在SO 2－，也有相同的现象。
4 3考点3 离子共存 离子检验与推断
(5)向某溶液中滴加氯水，再加入KSCN溶液，溶液变红色，溶液中不一定存在Fe2＋。检
验Fe2＋时，应先加KSCN溶液，再加氯水，否则，Fe3＋会干扰结果的判断。
(6)观察某溶液的焰色时，火焰呈黄色，溶液中一定存在钠元素，也可能存在钾元素，因
为钾的焰色必须透过蓝色钴玻璃才能观察到。
(7)考虑干扰：如加入AgNO 溶液后出现黑色沉淀，不能认为溶液中无Cl－，因为S2－与
3
Ag＋生成的Ag S黑色沉淀可掩盖白色的AgCl沉淀。
2
u2．离子推断的“四项基本原则”
(1)肯定原则：根据实验现象，推出肯定存在或肯定不存在的离子。考点3 离子共存 离子检验与推断
A、B、C、D四种可溶性盐，它们的阳离子分别
(2)互斥原则：相互反应的离
是Ba2＋、Ag＋、Na＋、Cu2＋中的某一种，阴离子
子不能大量共存。根据“互斥
分别是NO －、SO 2－、Cl－、CO 2－中的某一种。
3 4 3
原则”，若推出溶液中存在某
①若把四种盐分别在四支试管中加水溶解，只有
离子，那么能与该离子反应的
C的溶液呈蓝色。
离子不能大量存在。
②若向①的四支试管中分别加盐酸，B溶液有沉
淀产生，D溶液有无色无味气体逸出。
根据①②中的实验事实，可推断它们的化学式分
别是A________、B________、C________、D________。考点3 离子共存 离子检验与推断
解
【 】根据“互斥原则”，Ag＋只能与NO －大量共存，CO 2－只能与Na＋大量共存，
3 3
继而可推出如下组合：
根据“肯定原则”，由①中“溶液呈蓝色”可确定C中有Cu2＋，则C为CuSO ；由②
4
中现象可确定B中有Ag＋，D中有CO 2－，则B为AgNO ，D为Na CO 。
3 3 2 3
最后可得A为BaCl 。
2考点3 离子共存 离子检验与推断
某无色溶液，只可能由Na＋、Ag＋、Ba2＋、Al3＋、Cu2＋、MnO －、CO 2－、SO 2－、Cl－
4 3 4
中的若干种组成。为确定其成分，做如下实验：①取少量该溶液，加过量盐酸，有气体生
成，得到甲溶液；②取少量甲溶液，向其中加硝酸酸化的硝酸银溶液，出现白色沉淀。请
分析该溶液的离子组成。
【解】根据“肯定原则”，结合“无色”，肯定不存在Cu2＋、MnO －；结合实验①，肯定有
4
CO 2－；再结合“互斥原则”，与CO 2－反应的Ag＋、Ba2＋、Al3＋不能大量存在；由于实验①加入盐
3 3
酸(引入Cl－)，故不能由实验②中生成白色沉淀得出原溶液中含有Cl－；根据“守恒原则”，唯一的阳离
子Na＋必然存在。因此溶液中肯定存在的离子是Na＋、CO 2－，可能存在的离子是SO 2－、Cl－。
3 4考点3 离子共存 离子检验与推断
[浙江2018年11月·25，2分]通过实验 【解析】若固体中含有SO 2－和
例 3
得出的结论正确的是( C ) NO －，溶于盐酸后，SO 2－会被氧
3 3
A．将某固体试样完全溶于盐酸，再滴 化生成SO 2－，会出现相同现象，
4
加BaCl 溶液，出现白色沉淀，则该固体 故该固体试样中不一定存在SO 2－，
2 4
试样中存在SO 2－ A错误；若固体为FeCl 和Fe的混合
4 3
B．将某固体试样完全溶于盐酸，再滴 物，也可能有相同的现象，故固体
加KSCN溶液，没有出现血红色，则该固 试样中可能存在Fe3＋，B错误；检
体试样中不存在Fe3＋ 验NH ＋的操作为加浓NaOH溶液，
4
C．在某固体试样加水后的溶液中，滴 加热，选项操作中没有加热，故不
加NaOH溶液，没有产生使湿润红色石蕊 能确定固体试样中有没有NH ＋，C
4
试纸变蓝的气体，该固体试样中仍可能存 正确；加盐酸出现白色沉淀，再加
在NH ＋ NaOH溶液沉淀溶解，可能是原固
4
D．在某固体试样加水反应后的上层清 体中含有AlO －，加盐酸生成
2
液中，滴加盐酸出现白色沉淀，再加 Al(OH) 沉淀，再加NaOH溶液，
3
NaOH溶液沉淀溶解，则该固体试样中存 Al(OH) 溶解，不一定为SiO 2－，D
3 3
在SiO 2－ 错误。
3第 3 节 氧化还原反应
l考点4 氧化还原反应的基本概念
l考点5 氧化性、还原性的强弱判断
l考点6 氧化还原反应的规律及应用考点4 氧化还原反应的基本概念
l考点4 氧化还原反应的基本概念
Ø考法1 氧化还原反应的判断
Ø考法2 氧化还原反应基本概念的相关判断考点4 氧化还原反应的基本概念
u1.氧化还原反应的基本概念
(1)氧化还原反应的相关概念
(2)氧化还原反应的本质：有 _ 电__子___转__移__(得失或偏移)。
(3)特征：有_ _元__素__化___合__价___的变化。考点4 氧化还原反应的基本概念
u2.氧化剂和还原剂
u 3.氧化还原反应与四种基本反
得到
(1)氧化剂：在反应中______电子的物质， 应类型的关系
物质中所含元素化合价降低；氧化剂具有
氧化性 。
(2)还原剂：在反应中_ _失__去___电子的物质，
物质中所含元素化合价升高；还原剂具有
还原性。考点4 氧化还原反应的基本概念
u4.氧化还原反应电子转移方向及数目表示方法
(1) 单线桥法
【注意】①箭头必须由还原剂中被
表示氧化剂与还原剂之间电子转移的方向和数目。
氧化的元素指向氧化剂中被还原的元
ne¯
素；
还原剂＋氧化剂 ===氧化产物＋还原产物
②箭头方向表示电子转移的方向；
5e－
③在“桥”上标明转移的电子总数；
例：6HCl(浓)＋KClO ===KCl＋3Cl ↑＋3H O
④转移电子数＝化合价升高总数＝
3 2 2
化合价降低总数。考点4 氧化还原反应的基本概念
(2) 双线桥法
表示氧化剂及其还原产物、还原剂及其氧化产物之间的电子
转移情况。
得ne¯ 【注意】①箭头必须由反应
物指向生成物，且两端对准
同种元素；
还原剂＋氧化剂===氧化产物＋还原产物
②箭头方向不代表电子转移
方向，仅表示电子转移前后
失ne¯
的变化；
失2e¯
③得失电子总数(或化合价升
降总数)相等；
MnO ＋4HCl(浓) M nCl ＋C l ↑＋2H O
2 2 2 2 ④线桥上可标明元素化合价
升降、得失电子、被氧化或
得2e¯ 被还原的情况，也可简化为
标明电子的得失与数目。考点4 氧化还原反应的基本概念
Ø考法1 氧化还原反应的判断
根据反应前后元素化合价的变化判断：标出反应物和生成物中各物质组成元素的化
合价，反应前后有元素的化合价发生变化，则该反应一定是氧化还原反应。一般情况下，
有单质参加或生成的反应都属于氧化还原反应，但需注意同素异形体之间的转化(无化
合价变化)不属于氧化还原反应。
【划重点】常考化合物中某些元素的化合价
H—O—O—H__－1__
NF ＋3
• 3
• H PO ＋1
3 2
•
NaH －1 CuFeS ＋2 NaClO ＋3
2 • 2
• •考点4 氧化还原反应的基本概念
例 [北京2020·2，3分]下列物质的应用中，利用了氧化还原反应的是( D )
A. 用石灰乳脱除烟气中的SO
2
B. 用明矾[KAl(SO ) ·12H O]处理污水
4 2 2
C. 用盐酸去除铁锈(主要成分Fe O ·xH O)
2 3 2
D. 用84消毒液(有效成分NaClO)杀灭细菌
【解析】用石灰乳脱除烟气中的SO ，发生的反应是Ca(OH) ＋SO ===CaSO ↓＋H O，没
2 2 2 3 2
有元素化合价发生变化，不属于氧化还原反应，A项错误；明矾[KAl(SO ) ·12H O]溶于水中，
4 2 2
电离出的铝离子发生水解生成氢氧化铝胶体：Al3＋＋3H O Al(OH) (胶体)＋3H＋，利用
2 3
胶体的吸附性可吸附污水中的杂质，该过程元素化合价没有发生变化，不属于氧化还原反应，
B项错误；盐酸除铁锈，发生的反应为Fe O ·xH O＋6HCl=== 2FeCl ＋(3＋x)H O，该反应
2 3 2 3 2
没有元素化合价改变，不属于氧化还原反应，C项错误；84消毒液杀菌是利用NaClO的强氧
化性使细菌蛋白质变性，该过程涉及氧化还原反应，D项正确。考点4 氧化还原反应的基本概念
Ø考法2 氧化还原反应基本概念的相关判断
u1．判断氧化性与还原性
(1)元素处于最高价态时，一般只具有氧化性，如Cu2＋、H＋等；
(2)元素处于最低价态时，一般只具有还原性，如Cl－、S2－等；
(3)元素处于中间价态时，既具有氧化性又具有还原性，如Cl 、Fe2＋、SO 、H O 等。
2 2 2 2
【巧记】高价氧化低价还原，中间价态两边转。
【划重点】
(1)简单阴离子只有还原性(如Cl-、O2-)，但有些复杂阴离子(如ClO-、O2- 、酸性环境
2
下的NO- 等)具有氧化性。
3
(2)阳离子都具有氧化性，变价金属元素的低价阳离子还具有还原性，如Fe2+、Cu+等。考点4 氧化还原反应的基本概念
u2. 判断氧化剂与还原剂
(1) 常见的氧化剂
物质类型 举例 对应还原产物
X (X指F、Cl、Br、I等卤族元素) X－
2
某些非金属单质
O O2－或OH－或H O
2 2
氧化物 MnO Mn2＋
2
H SO SO 等
2 4 2
元素处于
含氧酸
高价态的
HNO NO或NO 等
3 2
化合物
KMnO (H＋) Mn2＋
4
盐
FeCl Fe2＋或Fe
3
其他 过氧化物 H O H O
2 2 2考点4 氧化还原反应的基本概念
(2) 常见的还原剂
物质类型 举例 对应氧化产物
活泼的金属单质 Al(金属) Al3＋
某些非金属单质
H 、C H O、CO或CO
2 2 2
氧化物 SO SO 或SO 2－
2 3 4
元素处于
H S S或SO
2 2
低价态时
氢化物
的化合物 HI I
2
盐 FeCl Fe3＋
2考点4 氧化还原反应的基本概念
(3) 所含元素处于中间价态的物质既可作氧化剂，又可作还原剂
物质 对应氧化产物 对应还原产物
Fe2＋ Fe3＋ Fe
SO 2－ SO 2－ S
3 4
H O O H O
2 2 2 2
注
：Fe2＋、SO 2－主要作还原剂，H O 主要作氧化剂。
3 2 2考点4 氧化还原反应的基本概念
例
[浙江2018年11月·6，2分]下列化学反应中溴元素仅被氧化的是( A )
A. 2NaBr＋Cl 2NaCl＋Br
2 2
B. Br ＋2NaI 2NaBr＋I
2 2
C. 3Br ＋6NaOH 5NaBr＋NaBrO ＋3H O
2 3 2
D. HBr＋NaOH NaBr＋H O
2
【解析】A项，溴化钠中溴元素化合价升高，被氧化，符合题意；B项，溴单质中溴元素
化合价降低，被还原，不符合题意；C项，溴单质被氧化生成溴酸钠，被还原生成溴化
钠，不符合题意；D项，该反应为中和反应，各元素化合价不变，不属于氧化还原反应，
不符合题意。考点4 氧化还原反应的基本概念
Ø概率命题1 电子转移方向及数目的表示方法
该考点高考中不单独出题，一般在选择题中结合阿伏伽德罗常数考查，或在非选
择题中结合氧化还原反应的相关计算考查。
例
(1)已知反应：6HCl(浓)＋KClO KCl＋3Cl ↑＋3H O。
3 2 2
①在标准状况下，生成6.72 L氯气时转移电子的物质的量为_ _0_._5_ _m__o_l_。
②反应中转移1.5 mol e－时，参加反应的HCl为_ _1_._8__ mol，其中被氧化的HCl为
___1_._5___ mol。
(2)用双线桥标出反应14CuSO ＋5FeS ＋12H O 7Cu S＋5FeSO ＋
4 2 2 2 4
12H SO 电子转移的方向及数目。
2 4考点4 氧化还原反应的基本概念
【解析】(1)该反应中Cl 既是氧化产物又是还原产物，分析时，应从KClO 入手，因为
2 3
KClO 中的Cl元素都转化为Cl ，而HCl中的Cl元素一部分转化为Cl ，另一部分仍以Cl－形
3 2 2
式存在，再根据反应方程式可得关系式：KClO ～5e－～3Cl ～6HCl，则生成标准状况下
3 2
6.72 L(即0.3 mol)Cl 时转移电子的物质的量为0.5 mol。②根据以上关系式可知，转移
2
1.5 mol e－时，参加反应的HCl为1.8 mol，HCl转化为Cl 时，Cl元素化合价从－1价升高
2
到0价，则有1 mol HCl被氧化时转移电子的物质的量为1 mol，所以转移1.5 mol e－时，
被氧化的HCl为1.5 mol。
(2)该反应中被还原的元素一共有2种：Cu元素化合价由＋2→＋1，得1e－，有14个Cu，
共得14e－；S元素化合价由－1→－2，得1e－，有7个Cu S，所以共得7e－；被氧化的元
2
素有1种：S元素化合价由－1→＋6，得7e－，有5个FeS ，一共10个S，7个S被还原，还
2
有3个S被氧化，失去7e－×3＝21e－。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
l考点5 氧化性、还原性的强弱判断
Ø考法3 依据反应情况比较氧化性、还原性强弱
Ø考法4 依据氧化性、还原性判断反应情况考点5 氧化性、还原性的强弱判断
u1.氧化性、还原性的含义
(1)氧化性是指_ 得__电__子___的性质(或能力)；还原性是指 _ 失__电__子___的性质(或能力)。
(2)氧化性、还原性的强弱取决于得、失电子的_难__易__程_度___，与得、失电子数目的多少无关。
如：Na－e－===Na＋，Al－3e－===Al3＋，但根据金属活动性顺序知，
Na比Al活泼，更易失去电子，还原性：Na > Al。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
u2.氧化性与还原性的强弱比较
(1) 根据金属的活动性和元素的非金属性判断
①氧化性
a. 金属的活动性越弱，对应简单阳离子的_氧__化__性___越强。
b. 一般，元素的非金属性越强，对应单质的_ _氧__化__性__越强。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
②还原性
a. 金属的活动性越强，对应单质的_ 还__原__性___越强。
b. 元素的非金属性越弱，对应简单阴离子的__ 还__原__性____越强。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
(2)根据元素在周期表中的位置判断
①氧化性
a. 同一周期主族元素从左到右，元素的非金属性逐渐__增__强____，对应单质的氧化性逐渐
__增__强____。 如P、S、Cl 的氧化性依次增强。
2
b. 同一主族从上到下，元素的非金属性逐渐__减__弱____，对应单质的氧化性逐渐___减__弱___。如
F 、Cl 、Br 、I 的氧化性依次减弱。
2 2 2 2
②还原性
a. 同一周期主族元素从左到右，元素的金属性逐渐__ 减__弱____，对应单质的还原性逐渐
__减__弱____。如Na、Mg、Al的还原性依次减弱。
b. 同一主族从上到下，元素的金属性逐渐__增__强____，对应单质的还原性逐渐__增__强____。如碱
金属Li、Na、K、Rb、Cs的还原性依次增强。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
Ø考法3 依据反应情况比较氧化性、还原性强
u1. 根据氧化还原反应原理判断
(1) 氧化性：氧化剂＞氧化产物。
(2) 还原性：还原剂＞还原产物。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
u2．根据反应条件判断
(1) 浓度：同一种物质，浓度越大，氧化性（或还原性）越强。
如氧化性：浓H SO ＞稀H SO ，浓HNO ＞稀HNO ；
2 4 2 4 3 3
还原性：浓HCl＞稀HCl。
(2) 根据反应发生的难易程度判断氧化性或还原性强弱。如：
后者比前者容易发生(不需要加热)，可判断氧化性:KMnO ＞MnO 。
4 2
(3) 酸碱性
同一种物质，所处环境的酸性(或碱性)越强，其氧化性(或还原性)越强。如
KMnO 溶液的氧化性随溶液酸性的增强而增强。
4考点5 氧化性、还原性的强弱判断
u3.根据被氧化或被还原的程度来判断
如：2Fe＋3Cl 2FeCl ， Fe＋S FeS， 则氧化性：Cl ＞S。
2 3 2
又如：2HBr＋H SO (浓) Br ＋SO ↑＋2H O，
2 4 2 2 2
8HI＋H SO (浓) 4I ＋H S↑＋4H O， 则还原性：HI＞HBr。
2 4 2 2 2
u4.根据电化学原理判断
(1) 在原电池中，作负极的金属的还原性一般比作正极的金属的还原性强。
(2) 在电解池中，阳极先失电子的，还原性强；阴极先得电子的，氧化性强。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
例
有下列三个反应：
①Cl ＋FeI FeCl ＋I
2 2 2 2
②2Fe2＋＋Br 2Fe3＋＋2Br－
2
③Co O ＋6HCl 2CoCl ＋Cl ↑＋3H O
2 3 2 2 2
下列说法正确的是( C )
A. 反应①②③中的氧化产物分别是I 、Fe3＋、CoCl
2 2
B. 根据以上方程式可以得到氧化性：Cl ＞Fe3＋＞Co O
2 2 3
C. 在反应③中当1 mol Co O 参加反应时，2 mol HCl被氧化
2 3
D. 根据反应①一定可以推理得到Cl ＋FeBr ===FeCl ＋Br
2 2 2 2考点5 氧化性、还原性的强弱判断
【解析】①中碘元素化合价升高，由FeI →I ，则I 为氧化产物，②中由Fe2＋
2 2 2
→Fe3＋，则Fe3＋为氧化产物，③中由HCl→Cl ，则Cl 为氧化产物，故A错误；
2 2
氧化还原反应中，氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性，在反应①中，氧化性：
Cl ＞I ，在反应②中，氧化性：Br ＞Fe3＋，在反应③中，氧化性：Co O ＞Cl ，
2 2 2 2 3 2
则氧化性强弱顺序：Co O ＞Cl ＞Br ＞Fe3＋，故B错误；在反应③中当1 mol
2 3 2 2
Co O 参加反应时，有6 mol HCl参加反应，其中2 mol HCl被氧化，故C正确；
2 3
由②可知，还原性：Br－＜Fe2＋，Cl 和FeBr 反应时，氯气先氧化亚铁离子，再
2 2
氧化溴离子，故D错误。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
Ø 考法4 依据氧化性、还原性判断反应情况
u1．判断氧化还原反应能否发生
已知物质的氧化性或还原性的强弱关系，判断某一氧化还原反应能否发生时可采用假设法。具
体方法如下：
先假设反应成立 然后根据氧化剂的氧化性>氧化产物的氧化性，还原剂的还原性>还
原产物的还原性，列出假设反应中的上述关系 结合题干条件判断该结论是否符合客观
事实，符合事实，则反应成立；反之，则不成立。
例如，已知氧化性：A >B >C ，判断反应① 2B－＋A === 2A－＋B 、反应② 2B－＋
2 2 2 2 2
C === 2C－＋B 能否发生。根据氧化剂的氧化性强于氧化产物的氧化性可知反应①能发生
2 2
而反应②不能发生。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
u2.判断反应的先后顺序
(1) 一种氧化剂遇多种还原剂时，总是按还原性先强后弱的顺序反应。
例如，把Cl 通入FeBr 溶液中，Cl 可把Fe2＋、Br－氧化，由于还原性Fe2
2 2 2
＋>Br－，所以Cl 先氧化Fe2＋，若还有剩余的Cl 才氧化Br－。若n(FeBr )∶n(Cl )
2 2 2 2
＝1∶1，则其离子方程式为2Fe2＋＋2Br－＋2Cl === 2Fe3＋＋Br ＋4Cl－。
2 2
(2) 一种还原剂遇多种氧化剂时，总是按氧化性先强后弱的顺序反应。
例如，Fe与CuCl 和FeCl 的混合液反应，Fe先与Fe3＋反应，后与
2 3
Cu2＋反应。考点5 氧化性、还原性的强弱判断
[吉林榆树一中2021届月考]现有三个氧化还原反应：
例
2FeCl ＋2KI 2FeCl ＋2KCl＋I 2FeCl ＋Cl 2FeCl
3 2 2 2 2 3
2KMnO ＋16HCl(浓) 2KCl＋2MnCl ＋8H O＋5Cl ↑
4 2 2 2
若某溶液中含有Fe2＋、Cl－和I－，要除去I－而不氧化Fe2＋和Cl－，可以加入的试剂是( C )
A. Cl B. KMnO C. FeCl D. HCl
2 4 3
【解析】由题给三个氧化还原反应可知，氧化性由强至弱的顺序为MnO －＞Cl ＞Fe3＋＞
4 2
I ，还原性由强至弱的顺序为I－＞Fe2＋＞Cl－＞Mn2＋。氯气能将Fe2＋、I－氧化，A不符合
2
题意；KMnO 能将Fe2＋、I－和Cl－氧化，B不符合题意；FeCl 能氧化除去I－而不氧化Fe2＋
4 3
和Cl－，C符合题意；HCl与三种离子均不反应，D不符合题意。考点6 氧化还原反应的规律及应用
l考点6 氧化还原反应的规律及应用
Ø考法5 氧化还原反应规律的应用考点6 氧化还原反应的规律及应用
u1.守恒规律(得失电子守恒)
在氧化还原反应中，氧化剂得电子总数_等__于___ 还原剂失电子总数。
u2.转化规律(价态归中，互不交叉)
含不同价态的同种元素物质间发生氧化还原反应时，该元素在氧化产物中的价态不
高于还原产物中价态，即“只靠拢，不交叉”。如：
不会出现⑤中H S和H SO 反应，H S转化为SO
2 2 4 2 2
而H SO 转化为S的情况。
2 4
【注意】价态归中的规律是尽可能转移更少的电子，消耗能量更少。考点6 氧化还原反应的规律及应用
u3.先后规律(强易弱难，先强后弱)
在浓度相差不大的溶液中：
(1)同时含有几种还原剂时 将按照还原性由强到弱的顺序依次反应。
如在FeBr 溶液中通入少量Cl 时，因为还原性：Fe2＋>Br－，所以Fe2＋ 先与Cl 反应。
2 2 2
(2)同时含有几种氧化剂时 将按照氧化性由强到弱的顺序依次反应。
如在含有Fe3＋、Cu2＋、H＋的溶液中加入铁粉，因为氧化性：Fe3＋>Cu2
＋>H＋，所以铁粉先与Fe3＋ 反应，然后依次与Cu2＋、H＋反应。
u4.价态规律
元素处于最高价态时只有 氧化性 ，但不一定有强氧化性；处于最低价态时只
有 还原性 ，但不一定有强还原性；处于中间价态时既有 氧化性 又
有 还原性 。考点6 氧化还原反应的规律及应用
Ø考法5 氧化还原反应规律的应用
u1．守恒规律的应用——电子守恒法解题“三步流程”考点6 氧化还原反应的规律及应用
u2．归中规律的应用
(1)判断含不同价态同种元素的物质间发生氧化还原反应的可能性，如浓
H SO 与SO 因没有中间价态，不发生反应。
2 4 2
(2)根据化合价判断反应体系中的氧化剂、还原剂及氧化产物、还原产物。
如对于反应6HCl＋NaClO ===NaCl＋3Cl ↑＋3H O，氧化剂为NaClO ，还
3 2 2 3
原剂为HCl，氧化产物和还原产物都为Cl 。
2考点6 氧化还原反应的规律及应用
氯气与氢氧化钾溶液在一定条件下发生如下反应：Cl ＋KOH―→KX＋KY＋H O(未配平)，
2 2
KX在一定条件下发生反应：KX―→KY＋KZ(未配平，KY与KZ的化学计量数之比为1∶3)，以上
KX、KY、KZ均是一元酸的钾盐，由以上条件推知在KX中氯元素的化合价是( C )
A．＋1 B．＋3 C．＋5 D．＋7
【解】根据题意可知，KX、KY中的氯元素分别显正价和－1价；根据反应KX―→KY＋KZ，
可断定KY为KCl，KZ中Cl元素化合价>KX中Cl元素化合价(均为正价)。假设KX中Cl元素为＋a价，
KZ中Cl元素的化合价为＋b价，依据化合价升降总数相等及KX―→KY＋3KZ，有a＋1＝3(b－a)，
把a＝1、a＝3、a＝5分别代入上式讨论，可知a＝5，b＝7符合题意。则KX中Cl元素的化合价
为＋5价。考点6 氧化还原反应的规律及应用
u3．先后规律的应用
同一氧化剂与含多种还原剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被氧化的是还原
性最强的物质 ；同一还原剂与含多种氧化剂(物质的量浓度相同)的溶液反应时，首先被还
原的是氧化性最强的物质。
用Pt电极电解含有Cu2＋和X3＋各0.1 mol的溶液，阴极析出固体物质的质量m(g)与溶液中
通过电子的物质的量n(mol)的关系如图所示。则下列氧化性强弱的判断正确的是( C )
A．Cu2＋>X3＋>H＋>X2＋
B．X3＋>H＋>Cu2＋>X2＋
C．X3＋>Cu2＋>H＋>X2＋
D．X2＋>H＋>Cu2＋>X3＋考点6 氧化还原反应的规律及应用
【解】根据金属活动性顺序知，氧化性：Cu2＋>H＋。根据图中信息知，当电路
中通过电子的物质的量小于0.1 mol时阴极没有固体物质产生，此时阴极反应为X3＋
＋e－ X2＋，氧化性：X3＋>Cu2＋，当电路中共有0.3 mol电子通过时，阴极析出
0.1 mol铜(阴极不可能析出X，若析出X，则继续通电，将析出Cu)。随后溶液中H＋
在阴极放电，固体质量不再增加，则氧化性：H＋>X2＋。综上氧化性：X3＋>Cu2＋
>H＋>X2＋，所以选C。考点6 氧化还原反应的规律及应用
例 [浙江2020年7月·10，2分]反应MnO ＋4HCl(浓) MnCl ＋Cl ↑＋2H O中，
2 2 2 2
氧化产物与还原产物的物质的量之比是( B )
A. 1∶2 B. 1∶1 C. 2∶1 D. 4∶1
【解析】该反应中MnO 作氧化剂，HCl作还原剂，故氧化产物为Cl ，还原产物为
2 2
MnCl ，二者物质的量之比为1∶1，B正确。
2第4节 物质的量 气体摩尔体积
l考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
l考点8 物质的量浓度第4节 物质的量 气体摩尔体积
l考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
Ø考法1 突破阿伏伽德罗常数(N )应用的六大
A
“陷阱”
Ø概率命题1 阿伏伽德罗定律及其推论的应用考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
u1.物质的量
(1)物质的量(n)
定义：物质的量表示含有一定数目粒子的集合体。
(2)阿伏伽德罗常数(NA)
1 mol粒子集合体所含的粒子数叫作阿伏伽德罗常数，单位为
__m_o_l__－_1_，数值约为__6_._0_2__×__1_0_2_3_。
【划重点】任何粒子的摩尔质量(以
N/N
(3)n、N、NA之间的关系：n＝________。
A g·mol－1为单位时)在数值上都等于该
粒子的相对原子质量(A )或相对分子
u2.摩尔质量
r
质量(M )。
r
M
定义：单位物质的量的物质所具有的质量，符号为________，
g·mol－1
常用单位是___________。
m/M
n、m、M之间的关系：n＝________。考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
u3.气体摩尔体积
定义：单位物质的量的气体所占的体积，符号
为V ，常用单位是_L_·m__o_l_－_1_。
m
【划重点】气体摩尔体积受温度和压
标准状况下，气体摩尔体积约为_2_2_.4_ _L_·m__o_l_－_1_ 。
强影响，气体摩尔体积为22.4 L·mol－
n、V、V 之间的关系：n＝_V_/_V_____。
m M
1时气体不一定处于标准状况。
u4.阿伏伽德罗定律及其推论
(1)阿伏伽德罗定律内容
可总结为“三同”定“一同
”，即同温、同压、同体积
的气体具有相同的粒子数。考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
u4.阿伏伽德罗定律及其推论
阿伏伽德罗定律的两个重要推论
(2)
同压
同体积
注：以上用到的符号中，ρ为密度，p为压强，n为物质的量，M
为摩尔质量，V为气体体积。考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
u5.气体相对分子质量的计算考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
Ø考法1 突破阿伏伽德罗常数(N )应用的六大“陷阱”
A
计算 微粒数 的基本思路：
N( )
陷阱一 气体摩尔体积的适用条件
(1)角度：从V ＝22.4 L·mol－1的适用条件和物质的状态设置陷阱。
m
(2)突破方法：一看气体是否处于“标准状况(0 ℃、101
kPa)
”；二看标准状况下，物
质是否为气体(如CCl 、CHCl 、CH Cl 、H O、Br 、SO 、NO 、己烷、HF、苯、乙
4 3 2 2 2 2 3 2
醇、H O 、N H 、I 、草酸、苯酚、N O 等在标准状况下均不为气体)。
2 2 2 4 2 2 4考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
陷阱二 物质的量(或质量)与物质所处状况
(1)角度：设置与计算无关的一些干扰条件，给出非标准状况下气体的物质的量或
质量，干扰正确判断。
(2)突破方法：排“干扰”，明确物质的量或质量与物质所处状况无关，物质的量
或质量确定时，物质所含的粒子数与温度、压强等外界条件无关。
陷阱三 物质的组成与结构
(1)角度：从特殊物质的组成与结构特点设置陷阱。
(2)突破方法：
①熟记特殊物质中所含微粒(分子、原子、电子、质子、中子等)的数目，常考查的特殊物
质有Ne、D O、18O 、O 、P 、H37Cl、—OH、OH－等。
2 2 3 4考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
②注意物质中微粒的个数比，如Na2O2中阴、阳离子个数比不是1∶1，而是1∶2。
③记住最简式相同的物质，明确微粒数目特点，如NO2和N2O4、乙烯和丙烯、O2和O3等。
④记住物质中所含化学键的数目，如1 mol石墨中含C—C键的数目为1.5NA；1 mol硅中含
Si—Si键的数目为2NA；1 mol SiO2中含Si—O键的数目为4NA；1 mol SiC含有4 mol C—
Si键；1 mol S8含有8 mol S—S键；1 mol白磷(P4)中含P—P键的数目为6NA；H2O2、
CnH2n＋2 中化学键的数目分别为3、3n＋1。稀有气体分子为单原子分子，只存在分子间作
用力，不存在化学键。
⑤记住摩尔质量相同的物质，如N2、CO、C2H4等。
⑥记住胶粒是分子聚集体，如1 mol FeCl3形成Fe(OH)3胶体粒子的数目远小于NA。
⑦分子晶体中没有离子。考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
陷阱四 电解质溶液中粒子数目
(1)角度：从难电离或易水解的粒子的数目计算以及电解质组成、溶液体积等因素上设置陷阱。
(2)突破方法(细审题、抓“四看”): 一看是否指明溶液的体积；二看是否有弱电解质或可水解的
弱酸根阴离子(或弱碱阳离子)，如 1 L 0.1 mol·L－1 的乙酸溶液和 1 L 0.1 mol·L－1 的乙酸钠溶
液中含CH COO－的数目不相等且都小于0.1N ；三看所给条件是否与电解质的组成有关，如
3 A
pH＝1的H SO 溶液中c(H＋)＝0.1 mol·L－1(与电解质的组成无关)，0.05 mol·L－1 的
2 4
Ba(OH) 溶液中c(OH－)＝0.1 mol·L－1(与电解质的组成有关)；四看粒子种类，如在计算H、O
2
原子数目时不要忽略溶剂水。考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
陷阱五 氧化还原反应中电子转移数目
(1)角度：易在特殊氧化还原反应的电子转移(得失或偏移)数目上设置陷阱。
(2)突破方法
①三步确定电子转移数目考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
②熟记常考氧化还原反应中转移的电子数
【划重点】Cl 和Fe的反应中，无论Cl 的量多少，反应产物均是FeCl ，1 mol
2 2 3
Fe参加反应失去3 mol e－；1 mol Cl 和H O反应时，Cl 既是氧化剂又是还原剂，
2 2 2
但该反应是可逆反应，转移电子数小于N 。
A考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
陷阱六 物质转化中的“隐含反应”和特殊条件
(1)角度：从特殊条件、特殊反应以及“隐含反应”设置陷阱。
(2)突破方法：
①记住特殊反应的存在会使微粒数目和种类发生变化，如NO和O 、NH 和Cl 、H S和
2 3 2 2
Cl 、H 和F 、H S和SO 等在通常条件下易发生反应。
2 2 2 2 2
②注意反应条件对反应产物的影响，如铁、铝遇浓硫酸或浓硝酸发生钝化；MnO 与浓
2
盐酸要在加热条件下才能反应得到氯气，与稀盐酸或在常温条件下不能反应；铜与浓硝
酸、稀硝酸反应的产物不同，随着反应的进行，气体产生量也不同。
③看是否隐含可逆反应，如
2NO N O 、Cl ＋H O HCl＋HClO、
2 2 4 2 2
·
NH ＋H O NH H O NH ＋＋OH－、PCl ＋Cl PCl 等。
3 2 3 2 4 3 2 5考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
例 [全国Ⅱ2018·11，6分]N 代表阿伏伽德罗常数的值。下列说法正确的是( C )
A
A．常温常压下，124 g P 中所含P—P键数目为4N
4 A
B．100 mL 1 mol·L－1 FeCl 溶液中所含Fe3＋的数目为0.1N
3 A
C．标准状况下，11.2 L甲烷和乙烯混合物中含氢原子数目为2N
A
D．密闭容器中，2 mol SO 和1 mol O 催化反应后分子总数为2N
2 2 A
【解析】124 g P 的物质的量是1 mol，P4的分子结构为
4
故1 mol P4中所含P—P键数目为6NA，A错误；铁离子会部分水解为氢氧化铁，故
100 mL 1 mol·L－1 FeCl3溶液中铁离子数目小于0.1NA，B错误；标准状况下，
11.2 L气体的物质的量为0.5 mol，由于1个甲烷分子和1个乙烯分子中含氢原子数
目均为4，故无论二者以何种比例混合，含有的氢原子数目均为2NA，C正确；密闭
容器中，二氧化硫与氧气的催化反应是可逆反应，故反应后是二氧化硫、氧气、三
氧化硫的混合物，分子总数大于2NA，D错误。考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
Ø概率命题1 阿伏伽德罗定律及其推论的应用
阿伏伽德罗定律及其推论在高考中一般不单独命题，但会将其融入计算中，如近几
年常考的以气体分压代替平衡浓度计算K ，就要求学生知道同温同体积时，气体压强之
p
比等于气体物质的量之比，再利用气体物质的量分数求气体分压，掌握阿伏伽德罗定律
及其推论是解答此类题的基础。
例 由C16O和C18O组成的混合气体与同温、同压下空气(平均相对分子质
量为29)的密度相同，则下列关系正确的是( B )
A．混合气体中C16O和C18O的分子数之比为14∶15
B．混合气体中C16O和C18O的物质的量之比为1∶1
C．混合气体中C16O和C18O的质量之比为15∶14
D．混合气体中C16O和C18O的密度之比为1∶1考点7 物质的量与阿伏伽德罗常数
【解析】C16O的相对分子质量为28，C18O的相对分子质量为30，二者组成的混合
气体与同温、同压下空气(平均相对分子质量为29)的密度相同，故混合气体的
平均相对分子质量为29，由十字交叉法不难得出二者的物质的量之比为1∶1，
所以分子数之比为1∶1，A错误，B正确；物质的量相同时，气体质量之比等于
摩尔质量之比，混合气体中C16O和 C18O 的质量之比为28∶30＝14∶15，C错误；
同温、同压下，气体密度之比等于相对分子质量之比，混合气体中C16O和C18O的
密度之比为28∶30＝14∶15，D错误。第4节 物质的量 气体摩尔体积
l考点8 物质的量浓度
Ø考法2 一定物质的量浓度溶液配制的要点及误差分析
Ø考法3 物质的量浓度的相关计算考点8 物质的量浓度
Ø必备知识 整合提升
1．物质的量浓度
定义：单位体积溶液里所含溶质B的物质的量，也称为溶质B的物质的量浓度，符号
c
是_____
B
___，常用的单位为____m__o_l_·。L－c1 ＝
B
【注意】公式中的V是溶液的体积而不是溶剂的体积，也不是溶质和溶剂的体积之和。
同一溶液中，各物质的物质的量浓度之比等于物质的量之比，也等于微粒个数之比。
2．一定物质的量浓度溶液的配制
(1)容量瓶的构造及使用
①容量瓶上标有_ _ 温___度__ _、 _ _ 规__格___ _和 _ _刻__度___线__ 。常用规格有50 mL、100 mL、250 mL、500
mL和1 000 mL等。
②容量瓶在使用前要_ _检__查__是___否__漏__水___，操作顺序为装水盖塞→倒立→正立→玻璃塞旋转
180°→倒立。考点8 物质的量浓度
(2)配制步骤
一计算、二称量(或量取)、三溶解(或稀释)、四冷却、五转移、六洗涤、七定容、八摇
匀、九保存(装瓶、贴签)。
(3)主要仪器
托盘天平(带砝码)、药匙、量筒、烧杯、_玻___璃__棒__、___容__量___瓶__(_确__定__规、格___)___胶__头。滴 管
(4)注意溶液配制过程中的几个数据
①选用托盘天平称量固体，可精确到0.1 g；选用量筒量取液体，最小可精确到0.1 mL。
②选择容量瓶时，需标明容量瓶的规格。
③转移溶液时，需用少量蒸馏水洗涤烧杯内壁和玻璃棒2～3次，洗涤液也都注入容量瓶；
定容时，液面距离刻度线1～2 cm时，改用胶头滴管滴加溶剂。考点8 物质的量浓度
3．配制一定物质的量浓度溶液的误差分析
偏大
偏小考点8 物质的量浓度
偏大
【注意】
偏小
用量筒量取的液体
为溶质或浓溶液，读
偏小
数误差会引起溶质质
量的变化。
无影响考点8 物质的量浓度
Ø考法2 一定物质的量浓度溶液的配制及误差分析
1. 容量瓶规格的选择
容量瓶的选择应遵循“满足要求，最小规格”的原则。如配制480 mL溶液应选择500
mL容量瓶，溶质的质量要依据选择的容量瓶的规格来计算。
2. 溶质的种类
在计算需要多少溶质时，若溶质带有结晶水，则需换算成结晶水合物的质量再进行称量。
3. 操作注意事项
(1)转移溶液时，需用玻璃棒引流，且玻璃棒要靠在容量瓶刻度线以下。
(2)定容时，若溶液超过了刻度线，不能将多余的部分吸出，必须重新配制。
(3)定容振荡后，液面低于刻度线时不用再加水定容。
(4)见光易分解的物质(如AgNO 、浓硝酸等)需使用棕色容量瓶配制。
3考点8 物质的量浓度
配制溶液时读数引起的误差
4.
(1)容量瓶读数时的误差分析
俯视定容时，当液面还未到刻度线时即认为已达到刻度线，而仰视定容则相反(液
面已超过刻度线)，如图所示。
俯视 仰视
【注意】俯视时，V(溶液)偏小，c偏大；仰视时，V(溶液)偏大，c偏小。考点8 物质的量浓度
(2)量筒读数时的误差分析
用量筒量取一定体积(例如5.0 mL)的浓溶液配制稀溶液时仰视(或俯视)读数，导致
量取的浓溶液的体积偏大(或偏小)，溶质的物质的量偏大(或偏小)，所配制溶液中溶质
的物质的量浓度偏高(或偏低)。
【注意】①量筒无“0”刻度，小刻度在下；②量筒是一种量出式的仪器，将量好的
液体倒出时，不必考虑“挂壁”的损失。考点8 物质的量浓度
例 用无水Na2CO3固体配制250 mL 0.100 0 mol·L－1的溶液。请回答：
(1)在配制过程中不必要的玻璃仪器是____B____(填序号)。
A. 烧杯 B. 量筒
C. 玻璃棒 D. 胶头滴管 E. 容量瓶
(2)定容时的操作：当液面接近容量瓶刻度线时
__ _ _ 改___用__胶__头__滴__管___滴__加__蒸__馏___水__至__溶__液___的__凹__液__面___正__好__与__刻__度___线__相__切______，再将容量瓶塞盖
好，反复上下颠倒，摇匀。
(3)下列操作会使配得的Na2CO3溶液浓度偏低的是__A__C__(填序号)。
A. 称取相同质量的Na2CO3·10H2O固体进行配制
B. 定容时俯视容量瓶的刻度线
C. 摇匀后发现液面低于容量瓶刻度线，再滴加蒸馏水至刻度线
D. 转移洗涤液时洒到容量瓶外，继续用该未清洗的容量瓶重新配制考点8 物质的量浓度
【解析】(1)固体的称量用托盘天平，在配制过程中不需要量筒，需要用到烧杯、玻璃棒、
胶头滴管和容量瓶。(3)相同质量的Na CO ·10H O和无水Na CO 固体，Na CO ·10H O固体中
2 3 2 2 3 2 3 2
所含Na CO 的物质的量小于无水Na CO ，会使所配制溶液的浓度偏低，A项符合题意；定容时
2 3 2 3
俯视容量瓶的刻度线，所配得的溶液体积偏小，浓度偏高，B项不符合题意；摇匀后发现液
面低于容量瓶刻度线，再滴加蒸馏水至刻度线，会使配得的溶液体积偏大，则浓度偏低，C
项符合题意；转移洗涤液时洒到容量瓶外，继续用该未清洗的容量瓶重新配制时会使溶质
质量增加，造成新配制的溶液浓度偏高，D项不符合题意。考点8 物质的量浓度
Ø考法3 物质的量浓度的相关计算
1. 物质的量浓度c与溶质质量分数w的关系
2. 溶液稀释或混合的计算方法
(1)溶液稀释的计算方法
①稀释前后溶质的物质的量不变，即c V ＝c V ；
1 1 2 2
②稀释前后溶质的质量不变，即V ρ w ＝V ρ w ；
1 1 1 2 2 2
由上述等量关系计算有关的物理量。考点8 物质的量浓度
(2)溶质相同、溶质质量分数不同的两溶液混合问题
同一溶质、溶质质量分数分别为a%、b%的两溶液混合：
①若两溶液等质量混合，则混合后溶液的溶质质量分数
②若两溶液等体积混合：
a. 若溶液的密度小于1 g·cm－3，则混合后溶质质量分数 ，如氨水、乙醇溶
液等。
b. 若溶液的密度大于1 g·cm－3，则混合后溶质质量分数 ，如常见的酸溶液
(稀硫酸)、碱溶液(NaOH溶液)、盐溶液(NaCl溶液)等。
【划重点】
ρ>1 g·cm－3的溶液，溶质质量分数越大，密度越大；ρ<1 g·cm－3的溶液，溶质质量分数
越大，密度越小。考点8 物质的量浓度
3. 气体溶于水中物质的量浓度的计算
把摩尔质量为M g·mol－1的气体V L(标准状况)溶解于m g水中，所得溶液的
密度为ρ g·cm－3，则：考点8 物质的量浓度
350体积(标准状况)的氨气溶解在1体积水(密度约为 1 g·cm－3)中，求氨水(密度为
0.924 g·cm－3)中NH 的质量分数和物质的量浓度。
3
【解】设氨气的体积为350 L，则水的体积为1 L(即质量为1 000 g)。有：考点8 物质的量浓度
4. 饱和溶液中溶解度S和浓度的关系
【划重点】使用以上公式时务必确定是否为饱和溶液，饱和溶液适用以上公
式，而且溶解度随温度变化而变化，所以应用以上公式时还要看清温度。考点8 物质的量浓度
[天津一中2020月考]36.5 g HCl溶解在1 L水中(水的密度近似为1 g·cm－3)，所得
例
溶液的密度为ρ g·cm－3，质量分数为w，物质的量浓度为c mol·L－1，N 表示阿
A
伏伽德罗常数的值，则下列叙述中正确的是( D )
A. 所得溶液的物质的量浓度为1 mol·L－1
B. 所得溶液中含有N 个HCl分子
A
C. 36.5 g HCl气体占有的体积为 22.4 L
D. 所得溶液的质量分数
【解析】溶质HCl的质量为36.5 g，物质的量为1 mol；溶剂水的体积为1 L，而溶液体积
并非1 L，所得溶液的物质的量浓度不等于1 mol·L－1，A项错误。HCl是强电解质，溶于水
后完全电离，故溶液中不存在HCl分子，B项错误。题中未给出气体所处状态，故不能确定
气体的体积，C项错误。设溶液体积为V L，则溶液总质量为1 000ρV g，溶质的质量为
36.5cV g，则所得溶液的质量分数 ，D项正确。第2章 金属及其化合物
演讲人：第1节 钠及其化合物
第2节 铁及其化合物
目 录
CONTENTS
第3节 常见的金属材料第 节 钠及其化合物
1
l考点9 钠及其重要化合物
l考点10 碱金属元素 焰色试验考点 钠及其重要化合物
9
l考点9 钠及其重要化合物
Ø考法1 单质钠的性质与应用
Ø考法2 Na O 的结构与性质
2 2
Ø考法3 Na CO 、NaHCO 的鉴别和除杂
2 3 3
Ø考法4 Na CO 、NaHCO 的有关计算
2 3 3考点 钠及其重要化合物
9
u1．钠的重要性质和用途
(1)物理性质
颜色状态 密度 硬度 熔点
_银__白__色固体 比水_ _小__，比煤油__大__ 较小，能用刀切割 较低，为97.8 ℃
(2)化学性质
钠在化学反应中易失去最外层的一个电子，表现_ 还 __ 原 __性。
白
①与非金属单质(如O 、Cl )的反应
2 2
淡黄考点 钠及其重要化合物
9
2Na＋2H O===2NaOH＋H ↑
②与水的反应________________________________________
2 2
钠与水(滴有酚酞)反应的现象分析：
小
放 低
气体考点 钠及其重要化合物
9
③与酸的反应
2Na＋2H＋=== 2Na＋＋H ↑
2
【注意】Na先与酸反应，再与水反应——先酸后水。
④与含羟基的有机化合物的反应
⑤与盐的反应
a．与熔融盐发生置换反应
(钠能参与制取金属钾是因为K的沸点比Na低，K成为蒸气逸出)
【注意】Na能够置换出K并不能说明Na的还原性比K强。考点 钠及其重要化合物
9
b．与盐溶液反应
先与水反应，生成的NaOH与盐可能发生复分解反应。
CuSO 溶液：2Na＋2H O===2NaOH＋H ↑，2NaOH＋CuSO ===Cu(OH) ↓＋
4 2 2 4 2
Na SO 。总反应为2Na＋2H O＋CuSO ===Cu(OH) ↓＋Na SO ＋H ↑。
2 4 2 4 2 2 4 2
【巧记口诀】遇氧产物变，遇氯生白烟，遇水记五点，浮熔游响红，遇酸酸优
先，遇盐水在前。
电解
2NaCl(熔融)====2Na＋Cl ↑
(3)工业制备_______________________________________
2考点 钠及其重要化合物
9
(4)保存
钠易与空气中的___ O ____ _、 _ _ _ H __O__ _反应，且钠的密度比煤油的密度大，不与煤油反应，
2 2
故通常将钠保存在煤油中。
(5)钠的用途
①制钠钾合金(常温下为液态)，用作原子反应堆的导热剂。
②作还原剂来制取活泼金属。
③制作高压钠灯。考点 钠及其重要化合物
9
u2．氧化钠和过氧化钠
-2 -1
1∶2
1∶2
是 否
Na O＋H O=== 2NaOH 2Na O ＋2H O===4NaOH ＋ O ↑
2 2 2 2 2 2
Na O＋CO ===Na CO 2Na O ＋2CO === 2Na CO ＋O
2 2 2 3 2 2 2 2 3 2
Na O ＋SO ===Na SO
2 2 2 2 4
Na O＋2HCl=== 2NaCl＋H O 2Na O ＋4HCl=== 4NaCl＋2H O＋O ↑
2 2 2 2 2 2考点 钠及其重要化合物
9
u3．氢氧化钠
(1)俗名：火碱、烧碱、苛性钠。
(2)物理性质：白色固体，易潮解(需要在小烧杯中称量)，极易溶于H O，且溶于H O释放大
2 2
量的热，溶解度随温度的升高而增大。
(3)化学性质
①使酸碱指示剂变色；
②与酸反应
HCl：NaOH＋HCl===NaCl＋H O
2
(现象：白色浊液变澄清)
③与酸性氧化物反应
少量CO ：2NaOH＋CO ===Na CO ＋H O
2 2 2 3 2
足量CO ：NaOH＋CO ===NaHCO
2 2 3考点 钠及其重要化合物
9
【划重点】与SiO 反应：2NaOH＋SiO ===Na SiO ＋H O(解释装NaOH的玻璃
2 2 2 3 2
瓶不能采用玻璃塞)；2NaOH＋SiO2 Na2SiO3＋H2O(解释制备熔融
NaOH时不能用瓷坩埚)。
④与盐反应
NaHCO ：NaOH＋NaHCO ===Na CO ＋H O
3 3 2 3 2
(对应离子方程式：OH－＋HCO －===CO 2－＋H O)
3 3 2
⑤在有机反应中提供碱性环境，如酯的水解、卤代烃的水解、消去反应等。考点 钠及其重要化合物
9
u4．碳酸钠和碳酸氢钠
纯碱 苏打 小苏打
小
化
学 NaHCO ＋HCl===NaCl＋H O＋CO ↑
3 2 2
性
质考点 钠及其重要化合物
9
Ca2＋＋CO 2－===CaCO ↓
3 3
△
2NaHCO ==== Na CO ＋H O＋CO ↑
3 2 3 2 2考点 钠及其重要化合物
9
u5．Na2CO3溶液与盐酸的互滴反应
(1)向盐酸中逐滴加入Na CO 溶液：
2 3
2HCl＋Na CO === 2NaCl＋CO ↑＋H O(开始就生成气体)
2 3 2 2
(2)向Na CO 溶液中逐滴加入盐酸：
2 3
开始时，酸不足：
Na CO ＋HCl=== NaCl＋NaHCO (无气泡)
2 3 3
再加酸：
NaHCO ＋HCl=== NaCl＋CO ↑＋H O(有气泡)
3 2 2
【划重点】不同的滴加顺序产生不同的现象，据此，不用其他试剂就可鉴
别这两种溶液。考点 钠及其重要化合物
9
u6．钠的重要化合物的工业制备
(1)工业制备NaOH(氯碱工业)
工业上可采用电解饱和食盐水的方法制备NaOH。发生反应如下：
阳极：2Cl－－2e－===Cl ↑
2
阴极：2H O＋2e－===H ↑＋2OH－
2 2
电解
总反应：2NaCl＋2H O===Cl ↑＋H ↑＋2NaOH
2 2 2
(2)工业制备Na CO (侯氏制碱法)
2 3
反应1：向饱和食盐水中先通入NH 达到饱和，再通入CO ，利用NaHCO 溶解度小的
3 2 3
性质析出NaHCO 。
3
NaCl＋H O＋NH ＋CO ===NaHCO ↓＋NH Cl
2 3 2 3 4
反应2：NaHCO 受热分解。
3考点 钠及其重要化合物
9
Ø考法1 单质钠的性质与应用
u1．钠在空气中的变化过程
过程 现象 反应原理
① 变暗 4Na＋O === 2Na O
2 2
【注意】钠能与空
② 成液 Na O＋H O=== 2NaOH
2 2 气中的氧气和水反
应，因此保存时，
③ 结块 2NaOH＋CO ＋(x－1)H O===Na CO · xH O
2 2 2 3 2
应隔绝空气。
④ 变成粉末 Na CO ·xH O===Na CO ＋xH O
2 3 2 2 3 2
因此，钠久置于空气中，最终变成Na CO 粉末。
2 3考点 钠及其重要化合物
9
u2．钠和水、酸溶液的反应
【注意】由于酸中的H＋浓
钠与酸反应时，按用量分两种情况来考虑：
度比水中的H＋浓度大得多，
(1)若酸过量，则只考虑钠与酸的反应。
所以Na与酸的反应比与水
的反应剧烈得多。
(2)若钠过量，钠首先与酸反应，剩余的钠再与水反应。
钠与水、酸反应的实质都是与H＋反应，都属于置换反应。
u3．金属钠与可溶性盐溶液反应的思维模板
【注意】(1)钠一般不能从
盐溶液中置换出金属；若盐
为熔融状态，钠可以置换出
较不活泼的金属。
(2)钠与水反应放出大量的
热，产生的氢气易燃烧甚至
爆炸，因此，钠着火时不能
用水或泡沫灭火器灭火。考点 钠及其重要化合物
9
例
下列说法错误的是( )
B
A．钠着火不能用泡沫灭火器灭火[浙江2020年1月·8C]
B．室温下，Na在空气中反应生成Na O [江苏2020·6A]
2 2
C．实验室应将钠保存在煤油中[浙江2017年4月·10A]
D．高压钠灯可用于道路照明[浙江2020年7月·9A]
【解析】钠在加热时与氧气反应生成过氧化钠，过氧化钠会与泡沫灭火器喷出的二氧化
碳、水反应生成氧气并放出热量，所以不能用泡沫灭火器灭火，实验室中钠着火可以用
沙土灭火，A正确；室温下，钠在空气中反应生成氧化钠，钠与氧气在加热条件下反应生
成过氧化钠，B错误；钠易与空气中的氧气和水反应，且其密度比煤油大，实验室应将钠
保存在煤油中，C正确；高压钠灯发出的黄光射程远，透雾能力强，可用于道路照明，D
正确。考点 钠及其重要化合物
9
Ø考法2 Na O 的结构与性质
2 2
u1．Na O 的结构
2 2
Na2O2的电子式为 ，从结构上看，阴、阳离子个数比是1∶2。
u2．Na O 与CO 、H O反应的三个关系
2 2 2 2考点 钠及其重要化合物
9
u3. Na O 的强氧化性与还原性
2 2
从元素化合价角度分析Na O 的性质
2 2
(1)强氧化性的五个表现
(2)遇KMnO 等强氧化剂时，Na O 表
4 2 2
现出还原性，氧化产物为O 。
2
(3)遇CO 、H O、H＋时，Na O 发生
2 2 2 2
自身的氧化还原反应(歧化反应)。考点 钠及其重要化合物
9
例 下列说法错误的是( A )
A. Na O 在空气中放置后由淡黄色变为白色2Na O === 2Na O＋O ↑[全国Ⅱ 2019·11C]
2 2 2 2 2 2
B. 过氧化钠与水反应时，生成0.1 mol氧气转移的电子数为0.2N [全国Ⅰ 2015·8C]
A
C. CO 通过Na O 粉末后固体物质增重[全国Ⅱ 2014·9B]
2 2 2
D. Na O 吸收CO 产生O ，可用作呼吸面具供氧剂[江苏2017·3A]
2 2 2 2
【解析】A项，过氧化钠在空气中放置，会与空气中的水蒸气及二氧化碳发生反应，最终生成
白色的碳酸钠，涉及的转化关系为Na O ＋H O―→NaOH，CO ＋NaOH―→Na CO ·xH O―→Na CO ，
2 2 2 2 2 3 2 2 3
错误；B项，过氧化钠与水反应的化学方程式为2Na O ＋2H O=== 4NaOH＋O ↑，根据电子转移
2 2 2 2
情况得关系式O ～2e－，可知生成0.1 mol氧气转移的电子数为0.2N ，正确；C项，2Na O ＋
2 A 2 2
2CO === 2Na CO ＋O ，2 mol CO 参加反应生成1 mol O ，固体物质增重，正确；D项，Na O 与
2 2 3 2 2 2 2 2
CO 反应产生O ，可用作呼吸面具供氧剂，正确。
2 2考点 钠及其重要化合物
9
Ø考法3 Na CO 、NaHCO 的鉴别和除杂
2 3 3
u1. Na CO 、NaHCO 的鉴别
2 3 3考点 钠及其重要化合物
9
u2. Na CO 、NaHCO 的除杂
2 3 3
依据二者性质的差异确定除杂方法。
序W号 混合物(杂质) 除杂方法
① Na CO (s)(NaHCO ) 加热法
2 3 3
② NaHCO (aq)(Na CO ) 通入足量CO
3 2 3 2
③ Na CO (aq)(NaHCO ) 滴加适量NaOH溶液
2 3 3考点 钠及其重要化合物
9
例
[江苏2016·6，2分]根据侯氏制碱原理制备少量NaHCO 的实验，经过制取氨
3
气、制取NaHCO 、分离NaHCO 、干燥NaHCO 四个步骤。下列图示装置和
3 3 3
原理能达到实验目的的是( C )考点 钠及其重要化合物
9
【解析】NH Cl在试管底部分解为NH 和HCl，在试管口温度降低又会生成NH Cl，
4 3 4
无法得到NH ，A错误；通入CO 的导管应“长进短出”，B错误；CO 通入氨化
3 2 2
的饱和食盐水生成NaHCO 沉淀，利用过滤的方法把NaHCO 固体分离出来，C正
3 3
确；加热时NaHCO 会分解： ，得不
3
到NaHCO3，且不能用烧杯直接加热固体，D错误。考点 钠及其重要化合物
9
Ø考法4 Na CO 、NaHCO 的有关计算
2 3 3
u1. CO 与NaOH溶液反应产物的确定
2
常用方法：
(1)数轴法考点 钠及其重要化合物
9
(2)图像法
向NaOH溶液中通入CO 后，向所得溶液中滴加稀盐酸，产生气体的体积与加入稀盐酸
2
的体积的关系如下，根据加入盐酸的体积，可推知NaOH溶液与CO 反应后的溶质成分。
2
①若Oa＝0，则溶质为NaHCO ；若Oa>ab，则溶
3
质为Na CO 、NaOH；若Oa＝ab，则溶质为
2 3
Na CO ；若Oa r(O)，A错误；钠元素的最高价氧化物对应的水化物为NaOH，为强碱，B错
误；O 的氧化性强于N ，C错误；H、N、O三种元素可以组成共价化合物HNO 、HNO 等，离子
2 2 3 2
化合物NH NO 等，D正确。
4 3第 节 铁及其化合物
2
l考点11 铁及其化合物
Ø考法1 铁及其化合物之间的转化
Ø考法2 铁与稀HNO 的反应
3
Ø 考法3 Fe2+、Fe3+的性质及检验
Ø 考法4 Fe2+、Fe3+的水解平衡及应用考点 铁及其化合物
11
u1．铁
(1)铁的存在
铁元素位于元素周期表中第四周期第__Ⅷ__族，是一种应用广泛的过渡金属元素；
主要化合价为0、 ＋__
2
__和_
＋
__
3
_ 价。
(2)铁的性质
单质铁是银白色金属，有磁性，化学性质比较活泼，具有较强的还原性。考点 铁及其化合物
11
3Fe＋8HNO (稀)===3Fe(NO ) ＋2NO↑＋4H O
3 3 2 2
【划重点】(1)铁与一般的氧化剂(如S、HCl、FeCl 、CuSO 、I 等)反应时被氧化为＋2
3 4 2
价铁，铁与强氧化剂(如Cl 、Br 、HNO 、浓硫酸等)反应时可被氧化为＋3价铁。
2 2 3
(2)在电化学中单质铁发生电极反应时生成＋2价铁，电极反应式为Fe－2e－===Fe2＋。考点 铁及其化合物
11
u2．铁的氧化物
红棕 黑
+2 、+3
Fe O ＋8H＋===
3 4
Fe2＋＋2Fe3＋＋4H O
2考点 铁及其化合物
11
u3．Fe2+与Fe3+
浅绿 棕黄
【划重点】在配制
含Fe2＋的溶液时，
一般先用少量对应
的酸溶解，然后再
Fe3＋＋3H O=== 用蒸馏水稀释并加
2
入少量铁屑，防止
Fe(OH) ＋3H＋(较强)
3 Fe2＋水解和被氧
化。考点 铁及其化合物
11
u4．铁的氢氧化物
(1)Fe(OH) 和Fe(OH) 的性质比较
2 3
白 红褐
4Fe(OH) ＋O ＋2H O=== 4Fe(OH)
2 2 2 3考点 铁及其化合物
11
(2)Fe(OH) 的制备原理和方法
2
①制备
a．制备原理：Fe2＋＋2OH－===Fe(OH) ↓。
2
b．成功关键：溶液中不含O 等氧化性物质；制备过程中，保证生成的Fe(OH) 在隔绝空气
2 2
的体系中。
②常用的方法
a．反应在试管底部进行(如图甲，这是一类把胶头滴管插入反应溶液的实验)。
b．也可加隔氧剂，如加入汽油、苯
等密度比水小的有机溶剂[如图乙，
由于苯的液封作用，可防止生成的
Fe(OH) 被氧化，因而可较长时间观
2
察到白色的Fe(OH) 沉淀]。
2考点 铁及其化合物
11
Ø考法1 铁及其化合物之间的转化
u1．铁及其化合物的颜色
u2．不同价态铁的相互转化——“铁三角”
【注意】＋2价为铁元素
的中间价态，Fe2＋既有氧
化性，又有还原性。在中
学阶段，Fe2＋主要表现还
原性。考点 铁及其化合物
11
[全国Ⅰ 2019·27，14分]硫酸铁铵[NH Fe(SO ) ·xH O]是一种重要铁盐。为
例 4 4 2 2
充分利用资源，变废为宝，在实验室中探究采用废铁屑来制备硫酸铁铵，
具体流程如下：
回答下列问题：
(1)步骤①的目的是去除废铁屑表面的油污，方法是___ _碱__煮_水__洗__ ___。
(2)步骤②需要加热的目的是____加__快_反__应_________，温度保持80～95 ℃，
采用的合适加热方式是_ _热__水__浴__。铁屑中含有少量硫化物，反应产生的气
体需要净化处理，合适的装置为____C____(填标号)。考点 铁及其化合物
11
(3)步骤③中选用足量的H O ，理由是
2 2
____________________将__F_e_2_＋_全__部__氧__化_为__F_e_3_＋_________________________。
分批加入H O ，同时为了___ _不__引_入__杂__质__ __防_止__F_e_3_＋_水__解__________，溶液要保持pH小
2 2
于0.5。
(4)步骤⑤的具体实验操作有__加_热__浓__缩__、__冷_却__结__晶__、__过__滤_(_洗__涤__) ___，经干燥得到硫酸
铁铵晶体样品。
(5)采用热重分析法测定硫酸铁铵晶体样品所含结晶水数，将样品加热到150 ℃时失
掉1.5个结晶水，失重5.6%。硫酸铁铵晶体的化学式为___N_H__F_e_(_S_O__)_·_1_2_H__O______。
4 4 2 2考点 铁及其化合物
11
【解析】(1)废铁屑表面油污的主要成分是油脂，油脂在碱性条件下发生水解，故去除
时通常先用热的碱性溶液洗涤，后用蒸馏水洗涤，即“碱煮水洗”。
(2)加热是为了加快铁屑与硫酸反应的速率，温度保持80～95 ℃应采用热水浴的加热方
式；硫化物会与硫酸反应生成有毒的硫化氢气体，由于硫化氢在水中溶解度不大，不宜
采用A和B装置，又因为硫化氢气体易与氢氧化钠溶液反应，所以应选用倒置漏斗，既
可以防止倒吸，又可以加快吸收速率，C装置合适。
(3)加入足量过氧化氢是为了将亚铁离子全部氧化为铁离子，过氧化氢是绿色氧化剂，
还原产物是水，在氧化亚铁离子的过程中，不引入杂质；过氧化氢氧化亚铁离子的反应
是放热反应，分批加入是为了防止温度升高过快，促进Fe3＋水解生成Fe(OH) ，同时保
3
持溶液pH小于0.5也是为了防止Fe3＋水解。考点 铁及其化合物
11
【解析】(4)由硫酸铁和硫酸铵的混合溶液中得到硫酸铁铵晶体，操作是加热浓缩、
冷却结晶、过滤、洗涤、干燥。实验中不宜蒸发结晶，因为蒸发促进Fe3＋、
NH ＋水解，
4
可能无法得到纯净的硫酸铁铵晶体。
(5)由“失掉1.5个结晶水，失重5.6%”计算NH4Fe(SO ) ·xH O晶体的相对分子质
4 2 2
量，假设硫酸铁铵的物质的量为1 mol，加热到150 ℃时，失掉H O的物质的量为
2
1.5 mol，则1 mol NH Fe(SO ) ·xH O的质量为＝
4 4 2 2
即NH4Fe(SO ) ·xH O的相对分子质量为482，18＋56＋2×96＋18x＝482，解得x
4 2 2
＝12，即硫酸铁铵晶体的化学式为NH4Fe(SO ) ·12H O。
4 2 2考点 铁及其化合物
11
Ø考法2 铁与稀HNO 的反应
3
判断产物中铁的价态：一是明确哪种物质过量，二是根据两种物质的物质的
量分析判断。
HNO 过量：Fe＋4HNO (稀)=== Fe(NO ) ＋NO↑＋2H O
3 3 3 3 2
Fe过量：3Fe＋8HNO (稀)===3Fe(NO ) ＋2NO↑＋4H O
3 3 2 2
可以用数轴表示：考点 铁及其化合物
11
解题时需注意量的范围，即：
【注意】Fe与HNO 、Cl 、Br 等强氧化剂反应时，总是先生
3 2 2
成Fe3＋，若Fe过量，Fe3＋再与Fe反应生成Fe2＋。考点 铁及其化合物
11
在通风橱中进行下列实验：
例
下列说法不正确的是( C )
A．Ⅰ中气体由无色变红棕色的化学方程式：2NO＋O ===2NO
2 2
B．Ⅱ中的现象说明Fe表面形成致密的氧化膜，阻止Fe进一步反应
C．对比Ⅰ、Ⅱ中现象，说明稀HNO 的氧化性强于浓HNO
3 3
D．针对Ⅲ中现象，在Fe、Cu之间连接电流计，可判断Fe是否被氧化考点 铁及其化合物
11
【解析】铁与稀硝酸反应生成NO，NO接触空气反应生成NO ，A正确；铁在冷
2
浓硝酸中钝化，表面生成致密的氧化膜，阻止反应继续进行，B正确，C错误；Ⅲ
中Fe、Cu之间连接电流计可观察到电流方向，因此可判断出形成的原电池的正、
负极，从而可判断铁是否被氧化，D正确。考点 铁及其化合物
11
Ø考法3 Fe2＋、Fe3＋的性质及检验★★★★
u1．根据溶液颜色检验
当溶液只含有其中一种离子时：
(1)含有Fe2＋的溶液显浅绿色；
(2)含有Fe3＋的溶液显棕黄色。
【注意】检验Fe2＋时要先
u2．利用显色反应检验 加KSCN溶液再加氯水，顺
序不能颠倒；不能将加
KSCN后的混合溶液加入足
量新制氯水中(新制氯水可
能氧化SCN－)。考点 铁及其化合物
11
u3．用NaOH溶液检验
u4．含Fe2＋、Fe3＋ 的混合溶液中Fe3＋、Fe2＋ 的检验
【注意】①此检验方法
一般出现在流程图或实验
题中，前提是可能含有
Fe2＋、Fe3＋的混合溶液。
②Fe3＋、Fe2＋、Cl－同
时存在时不能用酸性
KMnO 溶液检验Fe2＋(Cl
4
－能还原KMnO ，有干扰)。
4考点 铁及其化合物
11
例 下列说法正确的是( B )
A．“雨过天晴云破处”所描述的瓷器青色，来自氧化铁[全国Ⅰ2019·7A]
B．向盛有FeCl 溶液的试管中加过量铁粉，充分振荡后加1滴KSCN溶液，黄色
3
逐渐消失，加KSCN后溶液颜色不变[全国Ⅱ2019·10D]
C．向FeCl 溶液中滴加NH SCN溶液，溶液显红色[江苏2018·6A]
2 4
D．给定条件下，能实现转化：
【解析】氧化铁为红棕色固体，瓷器的青色不可能来自氧化铁，故A项错误；向盛
有FeCl 溶液的试管中加过量的铁粉，铁粉会将溶液中的铁离子还原为亚铁离子，故
3
可观察到黄色逐渐消失，因反应后的溶液中无铁离子，充分振荡后加1滴KSCN溶液，
则溶液不会变色，B项正确；Fe2＋遇SCN－不会显色，C项错误；铁与氯气反应只能
生成氯化铁，D项错误。考点 铁及其化合物
11
Ø考法4 Fe2＋、Fe3＋的水解平衡及应用★★★
u1．盐溶液的配制与保存
Fe2＋的盐溶液 加少量铁粉，防止Fe2＋被氧化；加少量相应的酸，防止Fe2＋水解
Fe3＋的盐溶液 加少量相应的酸，防止Fe3＋水解
u2．物质的制备
制备无水FeCl 在HCl气流中加热蒸干FeCl 溶液
3 3
制备Fe(OH) 胶体 向沸水中加入饱和FeCl 溶液并煮沸至液体变为红褐色
3 3考点 铁及其化合物
11
u3．工业生产时溶液中Fe3＋、Fe2＋的去除方法
(1)原理：Fe3＋、Fe2＋完全生成氢氧化物沉淀时，溶液的pH分别为pH≥3.7、pH≥9.6。
(2)步骤：
①除去溶液中的Fe3＋时，一般加入能与酸反应的物质(但不能引入新的杂质)，调节溶液的
pH≥3.7，使Fe3＋转化为Fe(OH) 沉淀而除去。
3
②除去溶液中的Fe2＋时，先加入H O (或其他氧化剂，但不引入新的杂质)，使Fe2＋转化为
2 2
Fe3＋，然后调节溶液的pH≥3.7，使Fe3＋水解生成Fe(OH) 沉淀而除去。
3
(3)示例：
①除去MgCl 溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌条件下，加入足量MgO或MgCO 或Mg(OH) ，
2 3 2
充分反应后过滤除去。
②除去CuCl 溶液中的Fe2＋，先加入H O (或通入Cl )，然后在加热搅拌条件下，加入足量
2 2 2 2
CuO或CuCO 或Cu(OH) ，充分反应后过滤除去。
3 2第 节 常见的金属材料
3
l考点12 常见的金属材料
Ø考法1 镁、铝的工业制备流程及常见化合物性
质★★★
Ø考法2 铜及其化合物之间的相互转化★★★考点 常见的金属材料
12
u1．金属的性质
工业上常利用一氧
化碳还原氧化铁的
方法炼铁，而铝常
用电解氧化铝的方
法来制备。
【注意】
氧化性：
Fe3＋>Cu2＋>Fe2＋。考点 常见的金属材料
12
u常见金属的冶炼方法：
(1)K的工业制备：
工业上一般不采用电解熔融氯化物的方法制备金属K，因为K极易溶于熔融的
氯化物中，很难分离出来。可用金属钠还原KCl，反应如下：
(2)Na、Mg的工业制备：电解熔融氯化物。
(2)Na、Mg的工业制备：电解熔融氯化物。
注意：①AlCl 为共价化
3
合物，熔融状态下不能导电；
②冰晶石(Na AlF )的作用是
3 6
作助熔剂。考点 常见的金属材料
12
(4)Fe的工业制备：高炉炼铁。
注意：焊接钢轨等制备
少量Fe时，可采用铝热反应。
(5)Cu的工业制备
方法①：火法炼铜
方法②：湿法炼铜
(6)Hg、Ag的工业制备考点 常见的金属材料
12
u2．铝的性质
铝是一种银白色轻金属，具有金属光泽，密度为2.702 g·cm－3，熔点为660.5 ℃，
具有良好的导热性、导电性和延展性，可拉成丝、压成片、打成块。铝的化学性质
很活泼，在空气中其表面会形成一层致密的氧化膜，这层氧化膜能够阻止内部金属
继续被氧化。铝既能与酸反应又能与强碱反应。
①与酸反应
2Al＋6HCl=== 2AlCl ＋3H ↑
3 2
2Al＋3H SO ===Al (SO ) ＋3H ↑
2 4 2 4 3 2
②与强碱溶液反应
2Al＋2NaOH＋2H O=== 2NaAlO ＋3H ↑
2 2 2考点 常见的金属材料
12
u3．合金
(1)合金：是由两种或两种以上的金属(或金属与非金属)熔合而成的具有金属特性的
物质。 注意：两种金属若想形
成合金，其熔沸点的范围必
(2)合金的通性：熔点一般比其成分金属低；硬度一般比其成分金属高。
须有交叉。
(3)常见的合金考点 常见的金属材料
12
(3)常见的合金考点 常见的金属材料
12
Ø考法1 镁、铝的工业制备流程及常见化合物性质★★★
u1．从海水中提取镁
(1)流程考点 常见的金属材料
12
(2)主要化学反应
①制石灰乳
u2．工业炼铝
铝在地壳中主要以铝土矿(又称矾土)等矿物形式存在。提纯Al O 及冶炼Al的步骤如图：
2 3
(1)铝土矿中提取金属铝考点 常见的金属材料
12考点 常见的金属材料
12考点 常见的金属材料
12
例 下列说法正确的是( B )
A．用坩埚钳夹住一小块经砂纸仔细打磨过的铝箔在酒精灯上加热，熔化后的液态
铝滴落下来[全国Ⅰ2015·10C]
B．氢氧化铝可用于中和过多胃酸[全国Ⅱ2018·7C]
C．铝与Fe O 发生铝热反应后固体物质增重[全国Ⅱ2014·9C]
2 3
D．常温下，相同的铝片中分别加入足量的浓、稀硝酸，浓硝酸中铝片先溶解完[安
徽2014·12B]
【解析】加热时，因为铝箔表面生成致密的Al O 薄膜，且Al O 的熔点很高，把熔化的
2 3 2 3
液态铝包裹在里面，不会滴落下来，A错误；氢氧化铝是典型的两性氢氧化物，可用于中
和过多胃酸(主要成分是HCl)，B正确；铝与Fe O 发生铝热反应生成Al O 和铁，固体质
2 3 2 3
量不会增加，C错误；常温下，铝在浓硝酸中发生钝化，D错误。考点 常见的金属材料
12
例 [天津2018·7题节选] 图中反应①是制备SiH 的一种方法，其副产物MgCl ·6NH 是优
4 2 3
质的镁资源。回答下列问题：
( 1 ) M g C l · 6 N H 所 含 元 素 的 简 单 离 子 半 径 由 小 到 大 的 顺 序 ( H － 除 外 ) ：
2 3
r(H＋)____FeO 2－(填“>”或“<”)，而方案Ⅱ实验表
2 4 2 4
溶液的酸碱性不同
明，Cl 和FeO 2－的氧化性强弱关系相反，原因是_______________________。
2 4考点 氯气
13
【解析】(1)①A中发生的是浓盐酸与KMnO 制取Cl 的反应，反应方程式为2KMnO ＋
4 2 4
16HCl(浓)===2KCl＋2MnCl ＋5Cl ↑＋8H O。
2 2 2
②浓盐酸易挥发，装置B的作用是除去Cl 中的HCl气体，故B中所装试剂应为饱和食盐水，洗气
2
时气体应“长进短出”。
③Cl 会和过量的KOH溶液反应：Cl ＋2OH－===Cl－＋ClO－＋H O。
2 2 2
(2)①ⅰ.加入KSCN溶液，溶液变红说明含有Fe3＋。由题给信息可知，FeO 2－在酸性条件下会
4
快速产生O ，则发生的反应为4FeO 2－＋20H＋=== 4Fe3＋＋3O ↑＋10H O，也会产生Fe3＋。
2 4 2 2
ⅱ.由于ClO－也可将Cl－氧化，所以用KOH溶液洗涤的目的是除去ClO－，防止干扰实验。
②氧化还原反应中，氧化性：氧化剂>氧化产物，碱性条件下Cl 作氧化剂可氧化Fe3＋制取
2
K FeO ，即氧化性：Cl>FeO2－，酸性条件下K FeO 作氧化剂可氧化Cl－制取Cl ，即氧化性：
2 4 2 4 2 4 2
ClBr >I ，阴离子的还原性强弱顺序为Cl－Al
D. 碱性：In(OH) >RbOH
3考点 元素周期表及其应用
31
【解析】 Rb位于元素周期表中第五周期第ⅠA族，铟( In)与铷( Rb)同周期，且原子序数
37 49 37
比Rb大12，由于周期表中第五周期中含有10种过渡元素，则In位于元素周期表中第五周期
115
第ⅢA族，A正确； In的质量数为115，质子数为49，则中子数为115－49＝66，又因其
4 9
电子数等于其质子数，故中子数和电子数的差值为66－49＝17，B正确；In和Al同处于第
ⅢA族，In原子比Al原子多2个核外电子层，则原子半径：In>Al，C正确；由于金属性：
Rb>In，则碱性：In(OH) r(Cl)>r(Mg)>r(Na)
D. 原子的最外层电子数n：n(Na)Br ，故得电子能力：Cl ＞Br ，B错误；通常电子层数越多，原子半径越大，
2 2 2 2
同周期主族元素原子半径随原子序数的增大而减小，所以
原子半径：r(Br)＞r(Na)＞r(Mg)＞r(Cl)，C错误；原子最外层电子数n的关系为
n(Na)＜n(Mg)＜n(Cl)＝n(Br)，D错误。考点 元素周期律及其应用
32
Ø 考法 电离能的比较与应用★★★★
5
u1．第一电离能的比较
同周期元素从左向右，第一电离能呈增大的趋势，注意第ⅡA族、第ⅤA族的反常，即同周期
主族元素从左向右第一电离能的大小关系为ⅠA＜ⅢA＜ⅡA＜ⅣA＜ⅥA＜ⅤA＜ⅦA。由于第ⅡA
族的元素原子最外层p轨道上没有电子(处于全空状态)，s轨道上有2个电子(处于全充满状态)，较
稳定，比同周期第ⅢA族元素原子更难失去一个电子，故其第一电离能相对较大。如第一电离能：
Be＞B、Mg＞Al。与此相类似的还有第ⅤA族元素，第ⅤA族的元素原子最外层p轨道处于半充满
状态，属于较稳定结构，其第一电离能相对较大。如第一电离能：N>O、P>S。
u2．电离能的应用
(1)根据电离能数据，确定元素核外电子的排布。如Li：I ≪ I I (Na)，原因是
1 1
_ _ _ _ _ N_a_与__L__i同__族__，__N__a_电__子__层__数__多__，__原__子__半__径__大__，__易__失__电__子___________________。
I (Be)>I (B)>I (Li)，原因是
1 1 1
_ __L_i、__B__e_、__B_同__周__期__，__核__电__荷__数__依__次__增__加__。__B__e_为__1_s_2_2_s_2_全__满__稳__定__结__构__，__第__一__电__离__能__最__大__。____
__与__L_i_相__比__，__B_核__电__荷__数__大__，__原___子__半__径__小__，__较__难__失__去__电__子__，__第__一__电__离__能__较__大________________。
I/(kJ·mol－1)
1
Li Be B
520 900 801
Na Mg Al
496 738 578考点 元素周期律及其应用
32
【解析】同主族元素从上至下，原子核外的电子层数增多，原子半径增大，原
子核对电子的引力逐渐减小，元素第一电离能逐渐减小，所以I(Li)>I(Na)；
1 1
同周期元素从左至右，核电荷数依次增加，原子半径逐渐减小，越来越难失去
电子，第一电离能呈现增大的趋势，但由于第ⅡA族元素基态原子ns轨道处于
全充满的状态，能量更低，更稳定，所以其第一电离能大于同一周期的相邻元
素，因此I(Be)>I(B)>I(Li)。
1 1 1考点 元素周期律及其应用
32
Ø 考法 元素电负性的大小比较及应用★★★★
6
u1．电负性的大小比较
(1)利用元素周期表判断比较
在元素周期表中，同周期从左到右，元素的电负性逐渐增大；同主族从上到下，
元素的电负性逐渐减小。如电负性：CCl>Br>I。
(2)利用化合价及物质类别比较
应用化合价及物质类别比较元素电负性，如O与Cl的电负性比较：①Cl O中Cl显
2
＋1价、O显－2价，可知O的电负性大于Cl；②Al O 是离子化合物，AlCl 是共价
2 3 3
化合物，可知O的电负性大于Cl。考点 元素周期律及其应用
32
u2．电负性的应用
(1)用于判断元素的金属性和非金属性的强弱。金属元素的电负性一般小于1.8，电负
性越小，金属元素的原子越容易失电子，对键合电子的吸引力越小，其金属性越强；
非金属元素的电负性一般大于1.8，电负性越大，非金属元素的原子越容易得电子，
对键合电子的吸引力越大，其非金属性越强。
(2)可以判断化学键的类型。一般认为，如果两种成键元素原子间的电负性差值大于
1.7，它们之间通常形成离子键；如果两种成键元素原子间的电负性差值小于1.7，
它们之间通常形成共价键。
(3)判断化合物中元素化合价的正负。电负性数值的大小能够衡量元素原子在化合物
中吸引电子能力的大小。电负性数值小的元素原子在化合物中吸引电子的能力弱，
元素的化合价为正值；电负性数值大的元素原子在化合物中吸引电子的能力强，元
素的化合价为负值。考点 元素周期律及其应用
32
[天津2020·8，3分]短周期元素X、Y、Z、W的原子序数依次增大。用表中信息
例
判断下列说法正确的是( A )
A.元素电负性：Z氢键>范德华力考点 分子结构与物质的性质
34
【划重点】①范德华力很弱，比化学键的键能小1～2个数量级。相对分子质量越大，
范德华力越大，如范德华力：C H ＞CH ；分子的极性越大，范德华力也越大，如
2 6 4
范德华力：CH CH OH＞C H 。
3 2 3 8
②氢键属于一种比较弱的作用力，比化学键的键能小1～2个数量级，不属于化学键。
(2)溶解性—— “相似相溶”规律
①“相似相溶”规律：非极性溶质一般能溶于非极性溶剂，极性溶质一般能溶于极
性溶剂。若存在氢键，则溶剂和溶质之间的氢键作用越大，溶解性越好。
②“相似相溶”还适用于分子结构的相似性，如乙醇和水互溶，而戊醇在水中的溶
解度明显减小。考点 分子结构与物质的性质
34
Ø 考法3 分子极性的判断
u1．键的极性与分子极性的判断考点 分子结构与物质的性质
34
例
[海南2018·19题节选]在较低温度下CuFeS 与浓硫酸作用时，有少量臭鸡蛋气
2
味的气体X产生。
极性
(1)X分子的立体构型是__V__形__ _ _ ， 中 心 原 子 杂 化 类 型 为 _ _ __s_p_3__，属于
________(填“极性”或“非极性”)分子。
(2)CuFeS 与氧气反应生成SO 。SO 中心原子的价层电子对数为____3____，共
2 2 2
价键的类型有__σ_键__和__π_键____。考点 分子结构与物质的性质
34考点 分子结构与物质的性质
34
Ø 考法 微粒间作用力对物质性质的影响★★★★
7
u1．范德华力对物质性质的影响
范德华力主要影响物质的熔沸点、硬度等物理性质。范德华力越大，物质的
熔沸点越高，硬度越大。一般来说，组成和结构相似的物质，随着相对分子质量
的增加，范德华力逐渐增大。
u2．氢键对物质性质的影响
(1)增强物质的溶解性。如NH 、C H OH等易溶于水。
3 2 5
(2)使物质的熔、沸点升高。如HF分子间形成氢键，沸点：HF＞HCl；H O
2
分子间形成氢键，沸点：H O＞H S。
2 2
【特别提示】分子间氢键使物质的熔、沸点升高，而分子内氢键使物
质的熔、沸点降低。考点 分子结构与物质的性质
34
(3)对物质酸性的影响。邻羟基苯甲醛形成了分子内氢键，使酸性：
u3．微粒间作用力的判断
(1)离子晶体中存在离子键，可能存在共价键，如MgCl 晶体中只存在离子键，而NaOH晶体
2
中既有离子键又有共价键。
(2)原子晶体中只存在共价键，如SiO 晶体中只存在Si—O共价键。
2
(3)分子晶体中，分子间存在范德华力，分子内部可能存在共价键，如干冰中CO 分子间存在
2
范德华力，CO 分子内存在共价键，固态稀有气体晶体中只存在范德华力，不存在化学键。
2
(4)电负性大的N、O、F三种元素的原子可与氢原子形成氢键。
(5)作用力强弱关系：共价键＞氢键＞范德华力。考点 分子结构与物质的性质
34
例
(1)[全国Ⅱ 2018·35题节选]如图为S 的结构，其熔点和沸点要比二氧化硫的熔点和沸
8
点高很多，主要原因为
______________S_ 相 __ 对 __ 分 __ 子 _ 质 __ 量 __ 大 __ ， __ 分 _ 子 __ 间 __ 范 __ 德 __ 华 _ 力 __ 强 ______________________________。
8
(2)[海南2018·19题节选]在较低温度下CuFeS 与浓硫酸作用时，有少量臭鸡蛋气味
2
的气体X产生。X的沸点比水低的主要原因是
_________________ 水 __ 分 __ 子 __ 间 _ 存 __ 在 __ 氢 __ 键 __________________________________________。
【解析】(1)S 分子之间和SO 分子之间均只存在范德华力，S 的
8 2 8
相对分子质量大，范德华力大，故其熔点和沸点比SO 高。
2
(2)X为H S，H S的沸点比水低的主要原因是水分子间存在氢键。
2 2第 节 晶体结构与性质
4
l 考点35 晶体结构与性质第 节 晶体结构与性质
4
l 考点35 晶体结构与性质
Ø 考法1 晶体类型的判断与熔、沸点的比较★★★★★
Ø 考法2 晶胞结构的分析与计算★★★★★
Ø 考法3 配位键与配位化合物的特点★★★考点 晶体结构与性质
35
u1．晶体与非晶体考点 晶体结构与性质
35
u2．四种晶体的比较
金属阳离子
阴、阳离子 分子 原子
自由电子考点 晶体结构与性质
35
u3．晶胞 晶格能
(1)晶胞
①概念：描述晶体结构的基本单元。
②晶体中晶胞的排列——无隙并置。
a．无隙：相邻晶胞之间没有任何间隙。
b．并置：所有晶胞平行排列、取向相同。
(2)晶格能
①定义：气态离子形成1 mol离子晶体释放的能量，通常取正值，单位为kJ·mol－1。
②影响因素
a．离子所带电荷数：离子所带电荷数越多，晶格能___越__大____。
b．离子的半径：离子的半径越小，晶格能___越_大_____。
③对离子晶体性质的影响
晶格能越大，形成的离子晶体越__ _稳_定__ _ _ _ ， 且 熔 点 _ __越__高__ _ _ ， 硬 度 _ _越__大_____。考点 晶体结构与性质
35
u4．常见的几种晶体
(1)原子晶体(金刚石和二氧化硅)
①金刚石晶体中，每个C与另外4个C形成共价键，C—C键之间的夹角是109°28′，最
小的环是六元环。含有1 mol C的金刚石中，形成的共价键有2 mol。每个碳原子被
12个六元环共用。
②SiO 晶体中，每个Si原子与4个O原子成键，每个O原子与2个Si原子成键，最小的
2
环是十二元环，在“硅氧”四面体中，处于中心的是Si原子。考点 晶体结构与性质
35
(2)分子晶体
①干冰晶体中，每个CO 分子周围等距且紧邻的CO 分子有12个。
2 2
②冰的结构模型中，每个水分子与相邻的4个水分子以氢键相连，含1 mol H O的冰
2
中，最多可形成2 mol 氢键。考点 晶体结构与性质
35
(3)离子晶体
①NaCl型：在晶体中，每个Na＋同时吸引6个Cl
－，每个Cl－同时吸引6个Na＋，配位数均为6。
每个晶胞含4个Na＋和4个Cl－。
②CsCl型：在晶体中，每个Cl－吸引8个Cs＋，每
个Cs＋吸引8个Cl－，配位数均为8。
(4)混合晶体
石墨层状晶体中，层与层之间的作用是分子间作用力，平均
每个正六边形占有的碳原子个数是2，C原子采取的杂化方式
是sp2。石墨中存在的作用力有共价键、范德华力、金属键。考点 晶体结构与性质
35
(5)常见金属晶体的原子堆积模型考点 晶体结构与性质
35
Ø 考法 晶体类型的判断与熔、沸点的比较★★★★★
1
u1．晶体类型的判断
(1)根据晶体的构成微粒和微粒间的相互作用判断
由分子通过分子间作用力形成的晶体属于分子晶体；由原子通过共价键形成的晶体属于原子
晶体；由阴、阳离子通过离子键形成的晶体属于离子晶体；由金属阳离子和自由电子通过它
们之间的较强作用形成的晶体属于金属晶体。
(2)根据物质的分类判断
①金属氧化物(如K O、Na O等)、强碱(如NaOH、KOH等)和绝大多数的盐类是离子晶体。
2 2
②大多数非金属单质(除金刚石、石墨、晶体硅、晶体硼等)、气态氢化物、非金属氧化物(除
SiO 外)、酸、绝大多数有机物是分子晶体。
2
③常见的原子晶体单质有金刚石、晶体硅、晶体硼等；常见的原子晶体化合物有碳化硅、二
氧化硅、氮化硅等。
④金属单质(注：汞在常温下为液体)与合金是金属晶体。考点 晶体结构与性质
35
(3)根据晶体的性质判断晶体的类型
根据各类晶体的特征性质判断：如熔、沸点较低的化合物通常形成分子晶体；熔、沸点较
高，且在水溶液中或熔融状态下能导电的化合物形成离子晶体；熔、沸点很高，不导电，
不溶于一般溶剂的物质形成原子晶体；能导电、传热、具有延展性的晶体为金属晶体。
(4)依据硬度和机械性能判断
离子晶体硬度较大(或硬而脆)；原子晶体硬度大且耐磨；分子晶体硬度小；金属晶体大多数
硬度大且具有延展性，但也有硬度较小的。
u2．晶体熔、沸点的比较
(1)不同晶体类型的物质，一般熔、沸点：原子晶体>离子晶体>分子晶体；金属晶体的
熔、沸点有的很高，如钨、铂等，有的则很低，如汞、铯等。考点 晶体结构与性质
35
(2)同一晶体类型的物质，需比较晶体内部粒子间作用力，作用力越大，熔、沸点越高。
①原子晶体比较共价键的强弱。一般地说，原子半径越小，形成共价键的键长越短，键能越大，其晶体
熔、沸点越高，如熔点：金刚石>碳化硅>晶体硅。
②离子晶体比较离子键的强弱。一般地说，阴、阳离子所带电荷数越多，离子半径越小，晶格能越大，
其对应晶体的熔、沸点越高，如熔点：MgO>MgCl >NaCl>KCl。
2
③组成结构相似的分子晶体，相对分子质量越大，熔、沸点越高，如熔、沸点：O >N ，HI>HBr>HCl。
2 2
分子的极性越大，其熔、沸点就越高，如熔、沸点：CO>N 。形成分子间氢键的分子晶体熔、沸点反常
2
地高，如沸点：H O>H Te>H Se>H S。
2 2 2 2
在同分异构体中，一般支链数目越多，熔、沸点越低。
④金属晶体比较金属离子所带电荷数和金属离子的半径，金属离子所带电荷数越多，半径越小，其金属
键就越强，金属晶体的熔、沸点就越高，如熔点：Al>Mg>Na。
由上述规律可知，同类晶体熔、沸点比较思路：
原子晶体→共价键键能→键长→原子半径
分子晶体→分子间作用力→相对分子质量
离子晶体→晶格能→离子所带电荷数、离子半径
(3)常温常压下物质状态
①熔点：固态物质>液态物质；
②沸点：液态物质>气态物质。考点 晶体结构与性质
35
根据题给信息，回答相关问题。
例
(1)[全国Ⅰ 2015·37题节选]CO能与金属Fe形成Fe(CO) ，该化合物的熔点为253 K，沸
5
点为376 K，其固体属于__分__子____晶体。
分子晶体
苯胺分子之间存在氢键
(3)[全国Ⅲ 2018·35题节选]ZnF 具有较高的熔点(872 ℃ )，其化学键类型是_离__子__键___；
2
ZnF 不溶于有机溶剂而ZnCl 、ZnBr 、ZnI 能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂，原因
2 2 2 2
是___Z__n_F_为__离__子__化_合__物__，__Z_n_C_l_、__Z_n_B__r_、__Z_n_I_的__化__学__键_以__共__价__键__为_主__，__极__性__较_小_______。
2 2 2 2考点 晶体结构与性质
35
【解析】(1)Fe(CO) 的熔、沸点较低，在常温下为液体，属于分子晶体。
5
(2)苯胺的晶体类型为分子晶体，苯胺分子中有氨基，可以形成分子间氢键，使
得苯胺晶体的熔点、沸点分别高于甲苯。
(3)ZnF 具有较高的熔点(872 ℃)，则ZnF 属于离子晶体，存在的化学键类型是
2 2
离子键。ZnF 为离子化合物，其极性较大，易溶于水，不易溶于有机溶剂；
2
ZnCl 、ZnBr 、ZnI 的化学键以共价键为主，极性较小，依据“相似相溶”原
2 2 2
理知，它们能够溶于乙醇、乙醚等有机溶剂。考点 晶体结构与性质
35
Ø 考法 晶胞结构的分析与计算★★★★★
2
u1．晶胞结构的分析
(1)判断某种微粒周围等距且紧邻的微粒数目时，要注意运用三维想象法。如NaCl晶
体中，Na＋周围的Na＋数目(Na＋用“ 。”表示)：
每个面上有4个，共计12个。
(2)记住常见晶体如干冰、冰、金刚石、SiO 、石墨、CsCl、NaCl、K、Cu等的空
2
间结构及结构特点。当题中信息给出的某种晶胞空间结构与常见晶胞的空间结构相
同时，可以直接套用该种结构。考点 晶体结构与性质
35
u2．晶胞中微粒数目的计算方法——均摊法
(1)原则：晶胞中任意位置上的一个原子如果是被n个晶胞所共有，那么，每个晶胞对
这个原子分得的份额就是 。
(2)方法
①长方体(包括立方体)晶胞中不同位置的粒子数的计算方法如图所示：考点 晶体结构与性质
35
②非长方体晶胞中粒子视具体情况而定，如石墨晶胞中每一层内碳原子形成正六边
形，其顶点(1个碳原子)被3个六边形共用， 个碳原子属于该正六边形，如图所示。考点 晶体结构与性质
35
u3．晶胞结构计算的思维方法
晶胞结构的计算常常涉及以下数据：晶体密度、N 、M、晶胞体积、微粒间
A
距离、微粒半径、夹角等，密度的表达式往往是列等式的依据。解决这类题，一
是要掌握“均摊法”的计算原理，二是要有扎实的立体几何知识，三是要熟悉常
见晶体的结构特征，并能融会贯通，举一反三。
(3)金属晶体中体心立方堆积、面心立方堆积晶胞的几组公式(设棱长为a)考点 晶体结构与性质
35
(4)对于立方晶胞，可简化成以下公式进行各物理量的计算：a3×ρ×N ＝n×M，a表示
A
晶胞的棱长，ρ表示晶体的密度，N 表示阿伏伽德罗常数的值，n表示1 mol晶胞中所
A
含粒子的物质的量，M表示晶体的摩尔质量。考点 晶体结构与性质
35
②计算晶体中微粒间距离的方法
根据题给信息，回答相关问题。
例
(1)[全国Ⅰ2018·35题节选]Li O具有反萤石结构，晶胞如图甲所示。已知晶胞参数
2
为0.466 5 nm，阿伏伽德罗常数的值为N ，
A
则Li O的密度为__________________________ g·cm－3
2
(列出计算式)。考点 晶体结构与性质
35
例
(2)[全国Ⅲ2018·35题节选]金属Zn晶体中的原子堆积方式如图乙所示，这种堆积方式称为
六方最密堆积(A 型)
________________________。六棱柱底边边长为a cm，高为c cm，阿伏伽德罗常数的值为N ，
3
A
Zn的密度为__________________ g·cm－3(列出计算式)。考点 晶体结构与性质
35考点 晶体结构与性质
35
Ø 考法 配位键与配位化合物的特点★★★
3
u1．配位键的特点
配位键是一类特殊的共价键，共用电子对由成键原子中的单方提供。H＋没有
电子，只有空轨道，H O分子中的O原子、NH 分子中的N原子都具有孤电子对，
2 3
所以能通过配位键形成H O＋、NH ＋，配位键与该配合物中由相同原子构成的其
3 4
他化学键完全等同，键能、键长都完全相同。
u2．配位化合物的结构特点考点 晶体结构与性质
35
中心离子与配体构成了配合物的内界，以配位键相结合，通常把它们放在中括
号内，配合物中的配离子以外的部分称为外界。内、外界之间通过离子键结合，配
合物在水中全部电离。
u3．配位化合物的形成条件考点 晶体结构与性质
35
[全国Ⅱ2016·37题节选]硫酸镍溶于氨水形成[Ni(NH ) ]SO 蓝色溶液。在
例 3 6 4
[Ni(NH ) ]2＋ 中Ni2＋ 与NH 之间形成的化学键称为__配__位__键____，提供孤电子对的成键
3 6 3
原子是_____N_______。
(2)[全国Ⅲ2019·35题节选]FeCl 中的化学键具有明显的共价性，蒸汽状态下以双聚
3
分子存在的FeCl 的结构式为________________，其中Fe的配位数为__4___。
3
【解析】(1)在[Ni(NH ) ]2＋ 中Ni2＋ 提供空轨道，NH 中N原子提供孤电子对，Ni2＋
3 6 3
与NH 之间形成的化学键称为配位键。
3
(2)蒸汽状态下双聚分子Fe Cl 的结构式为，其中有两个配位键 ，铁
2 6
原子的配位数为4。第6章 化学反应与能量
演讲人：第1节 化学反应的热效应
目 录
CONTENTS
第2节 化学反应与电能第 节 化学反应的热效应
1
l 考点36 反应热与能量变化的关系
l 考点37 热化学方程式
l 考点38 盖斯定律的应用及反应热的计算第 节 化学反应的热效应
1
l 考点36 反应热与能量变化的关系
Ø 考法 吸热反应与放热反应的判断★★
1
Ø 热点题型 化学反应中的能量变化与活化能、
1
焓变的关系考点 反应热与能量变化的关系
36
u1．化学反应中能量变化的相关概念
(1)反应热：在等温条件下，化学反应体系向环境释放或从环境吸收的热量，称为化学反
应的热效应，简称反应热。
(2)焓变：在____ 等 __ 压 ____条件下进行的化学反应，其反应热等于反应的焓变，用
____Δ_H_____表示，单位常用kJ/mol(或kJ·mol－1)表示。
【注意】ΔH有正、负之分，在比较大小时要注意符号。
(3)燃烧热和中和热的比较考点 反应热与能量变化的关系
36
1 mol
1 mol
指定产物
CO (g)
2
H O(l)
2
SO (g)
2考点 反应热与能量变化的关系
36
【注意】理解中和热时的注意事项
中和热不包括离子在水溶液中生成沉淀的热效应和弱电解质电离的热效
应。如以下反应热均不是中和热：考点 反应热与能量变化的关系
36
u2．放热反应与吸热反应
大于 小于
释放 释放
吸收 吸收考点 反应热与能量变化的关系
36考点 反应热与能量变化的关系
36
u3．活化能与反应热的关系
(1)催化剂能改变反应的活化能，但不影
响反应热的大小。
(2)活化能与反应热的关系：
ΔH＝正反应活化能－逆反应活化能。考点 反应热与能量变化的关系
36
Ø考法1 吸热反应与放热反应的判断★★
u1．根据反应过程的图示判断
(1)从物质具有的能量来看：反应物的总能量高、生成物的总能量低，则反应放热。
(2)从能量的变化来看：吸收的热量少、放出的热量多，则反应放热。考点 反应热与能量变化的关系
36
u2．反应能量变化与反应条件的关系
(1)需要加热才能发生的反应，不一定是吸热反应，如木炭的燃烧、铝热反应、镁与氧气的反应
都是放热反应。
(2)常温下不需要加热就能发生的反应不一定是放热反应，如Ba(OH) ·8H O晶体与NH Cl晶体的
2 2 4
反应是吸热反应。
(3)需持续加热的反应，属于吸热反应。
(4)不需加热或停止加热后仍能进行的反应，通常是放热反应。考点 反应热与能量变化的关系
36
Ø热点题型1 化学反应中的能量变化与活化能、焓变的关系
根据化学反应过程中能量变化图像，考查化学反应中能量变化的原因、有效碰撞理论
和活化能，涉及对反应历程的分析以及能量变化、活化能、焓变三者关系的辨析。
例
[浙江2020年7月·29题节选]研究CO 氧化C H 制C H 对资源综合利用有重要意义。
2 2 6 2 4
已知：298 K时，相关物质的相对能量(如图甲)。
可根据相关物质的相对能量计算反应或变化的ΔH(ΔH随温度变化可忽略)。例如：
H O(g)===H O(l) ΔH＝－286 kJ·mol－1－(－242 kJ·mol－1)＝－44 kJ·mol－1。
2 2
有研究表明，在催化剂存在下，反应C H (g)＋CO (g) C H (g)＋H O(g)＋CO(g) ΔH
2 6 2 2 4 2
＝177 kJ·mol－1分两步进行，过程如下：考点 反应热与能量变化的关系
36
[C H (g)＋CO (g)]→[C H (g)＋H (g)＋CO (g)]→[C H (g)＋CO(g)＋H O(g)]，
例 2 6 2 2 4 2 2 2 4 2
且第二步速率较慢(反应活化能为210 kJ·mol－1)。
根据相关物质的相对能量，画出反应分两步进行的“能量－反应过程图”，起点从
[C H (g)＋CO (g)]的能量－477 kJ·mol－1开始(如图乙)。
2 6 2
答案考点 反应热与能量变化的关系
36
【解析】第一步反应为C H (g)＋CO (g)―→C H (g)＋H (g)＋CO (g)，第一步反应产物对应
2 6 2 2 4 2 2
的能量为(－393＋0＋52) kJ·mol－1＝－341 kJ·mol－1。第二步反应为C H (g)＋H (g)＋
2 4 2
CO (g)―→C H (g)＋CO(g)＋H O(g)，第二步反应产物对应的能量为(52－110－242) kJ·mol－
2 2 4 2
1＝－300 kJ·mol－1，根据第二步反应的活化能为210 kJ·mol－1，可知第二步反应活化分子达
到的能量为(－341＋210) kJ·mol－1＝－131 kJ·mol－1。第二步反应速率较慢，说明第二步反
应的活化能大于第一步反应，则第一步反应活化分子达到的能量低于(－477＋210) kJ·mol－1
＝－267 kJ·mol－1，结合上述数据可画出相关的“能量－反应过程图”。考点 热化学方程式
37
l 考点37 热化学方程式
Ø 考法 热化学方程式的正误判断★★★
2
Ø 考法 根据要求书写热化学方程式★★★★
3考点 热化学方程式
37
u1．热化学方程式
表明反应所释放或吸收的热量的化学方程式，叫作热化学方程式。
【划重点】①反应热ΔH是指整个体系(即指“每摩尔化学反应”)的能量变化，而不是指
该反应中的某种物质。
②不论化学反应是否可逆，热化学方程式中的反应热ΔH都表示反应进行到底(完全转化)
时的能量变化。
u2．热化学方程式的书写
放热 吸热
(1)注意反应热和单位。若为________反应，ΔH为“－”；若为________反应，ΔH为
“＋”。ΔH的单位一般为kJ/mol或kJ·mol－1。
若反应逆向进行，其反应热与正向进行的反应热数值___ 相 __ 等 _ _ _ ， 符 号 _ __ 相 _ 反 ____。如：
2H (g)＋O (g)===2H O(l) ΔH＝－571.6 kJ·mol－1
2 2 2
2H O(l)=== 2H (g)＋O (g) ΔH＝＋571.6 kJ·mol－1
2 2 2考点 热化学方程式
37
温度 压强
(2)需注明反应的条件(________、________等)。因条件不同，ΔH不同，若不注明，则
指常温(25 ℃ )、常压(101 kPa)。
(3)需注明物质的聚集状态(“s”表示固态、“l”表示液态、“g”表示气态、“aq”表示
水溶液)。
物质的量
(4)热化学方程式中的化学计量数只表示__________，故可以是整数，也可以是分数。化
学计量数不同，ΔH不同；化学计量数加倍，ΔH也加倍。如：
(5)书写物质燃烧的热化学方程式计算燃烧热时，应以燃烧1 mol纯物质为标准来配平其他
物质化学式前面的化学计量数。考点 热化学方程式
37
Ø考法2 热化学方程式的正误判断★★★
判断一个热化学方程式是否正确，主要从以下几个方面入手：
【注意】在热化学方程式
中，不必注明“点
燃”“△”“催化剂”等
反应条件，不必标注气体
符号“↑”、沉淀符号
“↓”。考点 热化学方程式
37
例
[浙江2017年4月·19，2分]已知断裂1 mol H (g)中的H—H键需要吸收436.4 kJ的能量，
2
断裂1 mol O (g)中的共价键需要吸收498 kJ的能量，生成H O(g)中的1 mol H—O键
2 2
能放出462.8 kJ的能量。下列说法正确的是( )
B
A．断裂1 mol H O中的化学键需要吸收925.6 kJ的能量
2
B．2H (g)＋O (g)===2H O(g) ΔH＝－480.4 kJ·mol－1
2 2 2
C．2H O(l)===2H (g)＋O (g) ΔH＝471.6 kJ·mol－1
2 2 2考点 热化学方程式
37考点 热化学方程式
37
Ø考法3 根据要求书写热化学方程式★★★★
三步书写热化学方程式：
u1．判定反应是放热还是吸热，确定ΔH的符号。
u2．计算反应的焓变。
(1)根据题给反应物或生成物的量，计算反应的焓变，或依据焓变的数值确定各物质的化学
计量数，所给反应物的量往往是质量或浓度，需要换算成物质的量。
(2)根据化学键键能计算焓变：ΔH＝反应物的键能总和－生成物的键能总和。
u3．正确标注物质的状态。反应物和生成物的聚集状态不同，会导致反
应热数值不同。因此，必须注明物质的聚集状态才能完整地体现出热化
学方程式的意义。对于化学式形式相同的同素异形体，还必须注明物质
名称，如C(金刚石，s)。考点 热化学方程式
37
(1)[北京2018·27题节选]近年来，研究人员提出利用含硫物质热化学循环实现太阳能
例
的转化与存储。过程如下：
反应Ⅰ：2H SO (l)=== 2SO (g)＋2H O(g)＋O (g)
2 4 2 2 2
ΔH ＝＋551 kJ·mol－1
1
反应Ⅲ：S(s)＋O (g)===SO (g) ΔH ＝－297 kJ·mol－1
2 2 3
反应Ⅱ的热化学方程式：
3SO (g)＋2H O(g)=== 2H SO (l)＋S(s)
_____________________________________________
2 2 2 4
ΔH＝－254 kJ·mol－1
_________________________________________________________________。考点 热化学方程式
37
(2)[全国Ⅰ 2017·28题节选]下图是通过热化学循环在较低温度下由水或硫化氢分解制备
氢气的反应系统原理。
通过计算，可知系统( Ⅰ )和系统( Ⅱ )制氢的热化学方程式分别为
________________________________________________________________________
ΔH＝＋286 kJ·mol－1 系统(Ⅰ)
________________________________________________________________________、
H S(g)===H (g) ＋ S(s) ΔH＝＋20 kJ·mol－1 系统(Ⅱ)
_______2__________2________________________________________________________。考点 热化学方程式
37
【解析】(1)由图像可知反应Ⅱ的反应物是SO 和H O，生成物是H SO 和S，所以发生的反
2 2 2 4
应为3SO (g)＋2H O(g)===2H SO (l)＋S(s)，该反应可由已知反应运算得到：Ⅱ＝－(Ⅰ＋
2 2 2 4
Ⅲ)，所以由盖斯定律可求出该反应的反应热ΔH＝－(ΔH ＋ΔH )＝－(551 kJ·mol－1－297
1 3
kJ·mol－1)＝－254 kJ·mol－1。
(2)将题给四个热化学方程式依次编号为①②③④，系统(Ⅰ)中制氢的反应为
ΔH＝ΔH ＋ΔH ＋ΔH ＝(＋327 kJ·mol－1)＋(－151
1 2 3
kJ·mol－1)＋(＋110 kJ·mol－1)＝＋286 kJ·mol－1。系统(Ⅱ)中制氢的反应为H S(g)===H (g)
2 2
＋S(s)，根据盖斯定律，由②＋③＋④可得H S(g)===H (g)＋S(s) ΔH＝ΔH ＋ΔH ＋ΔH ＝
2 2 2 3 4
(－151 kJ·mol－1)＋(＋110 kJ·mol－1)＋(＋61 kJ·mol－1)＝＋20 kJ·mol－1。考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
l 考点38 盖斯定律的应用及反应热的计算
Ø 考法 反应热的相关计算★★★
4
Ø 考法 盖斯定律的应用★★★★★
5
Ø 考法 反应热的大小比较★★
6考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
u1．盖斯定律的内容
不管化学反应是一步完成还是分几步完成，其反应热__相__同____，即化学反应的反应热
只与反应体系的 __始__态__ 和 _ _终__态__ 有 关 ， 而 与 反 应 的 _途__径__无关。例如：
因
根据盖斯定律有：ΔH ＝ _Δ__H__ ＋ __ Δ __ H ___。
2 3
1
u2．盖斯定律的应用
(1)应用盖斯定律比较反应热的大小；
(2)应用盖斯定律计算反应热。考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
Ø考法4 反应热的相关计算★★★
u1．根据反应物和生成物的总能量计算反应热
ΔH＝生成物总能量－反应物总能量。
例
[浙江2020年7月·29题节选]研究CO 氧化C H 制C H 对资源综合利用有重要意
2 2 6 2 4
义。相关的主要化学反应有：
Ⅰ.C H (g) C H (g)＋H (g) ΔH ＝136 kJ·mol－1
2 6 2 4 2 1
Ⅱ.C H (g)＋CO (g) C H (g)＋H O(g)＋CO(g)
2 6 2 2 4 2
ΔH ＝177 kJ·mol－1
2
Ⅲ.C H (g)＋2CO (g) 4CO(g)＋3H (g) ΔH
2 6 2 2 3
Ⅳ.CO (g)＋H (g) CO(g)＋H O(g) ΔH ＝41 kJ·mol－1
2 2 2 4考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
已知：298 K时，相关物质的相对能量(如图)。
可根据相关物质的相对能量计算反应或变化的ΔH(ΔH随温
度变化可忽略)。例如：H O(g)===H O(l) ΔH＝－286
2 2
kJ·mol－1－(－242 kJ·mol－1)＝－44 kJ·mol－1。
根据相关物质的相对能量计算ΔH ＝___4_3__0__ kJ·mol－1。
3
【解析】根据图中物质的相对能量，仿照H O(g)===H O(l)的ΔH的计算，可知ΔH＝生成
2 2
物的相对能量总和－反应物的相对能量总和，则反应Ⅲ的ΔH ＝(－110 kJ·mol－1)×4＋0
3
kJ·mol－1×3－(－84 kJ·mol－1)－(－393 kJ·mol－1)×2＝430 kJ·mol－1。考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
u2．根据键能计算反应热
(1)ΔH＝反应物键能之和－生成物键能之和。
(2)掌握常见物质中的化学键数目，见表：
金刚石 石墨 CO CH P Si SiO S
1 mol物质 2 4 4 2 8
(C—C) (C—C) (C===O) (C—H) (P—P) (Si—Si) (Si—O) (S—S)
键数 2N 1.5N 2N 4N 6N 2N 4N 8N
A A A A A A A A考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
高温
[江苏2020·8，2分]反应 S i C l ( g ) ＋ 2 H ( g ) S i ( s ) ＋ 4 H C l ( g ) 可用于纯硅的制备。
4 2
例
下列有关该反应的说法正确的是( B )
A．该反应ΔH>0、ΔS<0
B．该反应的平衡常数
C．高温下反应每生成1 mol Si需消耗2×22.4 L H
2
D．用E表示键能，该反应ΔH＝4E(Si—Cl)＋2E(H—H)－4E(H—Cl)
【解析】该反应为熵增的化学反应，ΔS>0，A错误；Si(s)为固体，其浓度视为定值，不写
入化学平衡常数表达式，平衡常数表达式正确，B正确；高温下每生成1 mol Si消耗2 mol
H ，但高温下1 mol H 的体积不一定是22.4 L，C错误；1 mol硅晶体中存在2 mol Si—Si
2 2
键，故该反应的ΔH＝4E(Si—Cl)＋2E(H—H)－2E(Si—Si)－4E(H—Cl)，D错误。考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
u3．根据燃烧热计算
ΔH＝n(可燃物)×ΔH (|ΔH |为该可燃物的燃烧热)。
1 1
u4．根据热化学方程式计算
反应热与反应物和生成物的物质的量成正比。
u5．根据盖斯定律计算反应热(具体内容见考法5)
u6．利用反应热和能量变化计算反应物的量
热化学方程式与数学上的方程相似，可以移项同时改变正、负号；各项的化学计量数(包
括ΔH的数值)可以同时扩大或缩小相同的倍数。其计算方法、步骤与一般方程式的计算相
似，可以把反应热看作方程式的一项进行处理。
例如，反应aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g) ΔH＝－q kJ·mol－1考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
(1)单一反应中反应物的量的计算
已知甲烷的燃烧热为890 kJ·mol－1。若一定量的甲烷气体充分燃烧后在常温常压下放出
222.5 kJ的热量，则这些甲烷在标准状况下的体积为多少？
【解】CH (g)＋2O (g)=== CO (g)＋2H O(l) ΔH＝－890 kJ·mol－1
4 2 2 2
解得V(CH )＝5.6 L。
4考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
(2)多个反应中反应物的量的计算
①不同反应利用同一热量。用能量守恒找出关系式，从而列式计算。
已知：CaCO (s)=== CaO(s)＋CO (g) ΔH＝＋Q kJ·mol－1
3 2 1
C(s)＋O (g)=== CO (g) ΔH＝－Q kJ·mol－1
2 2 2
若煅烧10 t纯净的CaCO ，至少需要焦炭多少吨？
3
②混合物中每种物质都有对应的热化学方程式，给出混合物的总量和混合物参加反
应放出的总热量，求混合物中各物质的量。考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
Ø考法5 盖斯定律的应用★★★★★
盖斯定律的应用常以如下方式进行考查：给出几个热化学方程式，求目标反应方程式的焓
变(或再进一步计算)。
对此类题目可用方程式“目标加和法”解答，此方法的过程其实与数学中的方程组加减消元法类
似，即消去目标反应方程式中没有的物质，留下参与反应的物质。
应用盖斯定律时应注意：
(1)反应式进行加减运算时，ΔH也同样要进行加减运算，且要带“＋”“－”，即把ΔH看作一
个整体。
(2)通过盖斯定律计算、比较反应热的大小时，同样要把ΔH看作一个整体。
(3)当涉及的反应逆向进行时，其反应热与原反应的反应热数值相等，符号相反。考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
已知：C(s)＋O (g)===CO (g) ΔH
2 2 1
2CO(g)＋O (g)===2CO (g) ΔH
2 2 2
求：2C(s)＋O (g)===2CO(g) ΔH ＝_ _ 2_Δ_H__－__Δ_H___。
2 3 1 2
【解】步骤一：求已知反应与目标反应中相同物质的化学计量数的最小公倍数。同时注意
ΔH的值也要随化学计量数作相应的调整。
2C(s)＋2O (g)===2CO (g) 2ΔH ①
2 2 1
C(s)是目标反应中的反应物
2CO(g)＋O (g)===2CO (g) ΔH ②
2 2 2
CO(g)是目标反应中的生成物
步骤二：通过加减运算，消去目标反应中没有的物质，并将“负数”物质移到另一侧。
①－②得：
2C(s)＋2O (g)－2CO(g)－O (g)===2CO (g)－2CO (g)
2 2 2 2
2C(s)＋O (g)===2CO(g) ΔH ＝2ΔH －ΔH
2 3 1 2考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
例
[全国Ⅱ 2020·28题节选]天然气的主要成分为CH ，一般还含有C H 等烃类，是重
4 2 6
要的燃料和化工原料。
乙烷在一定条件可发生如下反应：C H (g)===C H (g)＋H (g) ΔH ，相关物
2 6 2 4 2 1
质的燃烧热数据如下表所示：
物质 C H (g) C H (g) H (g)
2 6 2 4 2
燃烧热ΔH/(kJ·mol－1) －1 560 －1 411 －286
ΔH ＝__1_3__7___ kJ·mol－1。
1考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
【解析】根据题中所给各物质燃烧热的数据，可分别写出热化学方程式：
ΔH ＝－1 560 kJ·mol－1；
2
C H (g)＋3O (g)=== 2CO (g)＋2H O(l) ΔH ＝－1 411 kJ·mol－1；
2 4 2 2 2 3
ΔH ＝－286 kJ·mol－1；根据盖斯定律，
4
ΔH ＝ΔH －ΔH －ΔH ＝137 kJ·mol－1。
1 2 3 4考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
Ø考法6 反应热的大小比较★★
u1．根据反应物的量的大小关系比较反应焓变大小
②2H (g)＋O (g)===2H O(g) ΔH
2 2 2 2
反应②中H 的量更多，因此放热更多，|ΔH |<|ΔH |，但ΔH <0，ΔH <0，故ΔH >ΔH 。
2 1 2 1 2 1 2
u2．根据反应进行的程度大小比较反应焓变的大小
④C(s)＋O (g)===CO (g) ΔH
2 2 4
反应④中，C完全燃烧，放热更多，|ΔH |<|ΔH |，但ΔH <0，ΔH <0，故ΔH >ΔH 。
3 4 3 4 3 4考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
u3．根据反应物或生成物的状态比较反应焓变的大小
⑤S(g)＋O (g)===SO (g) ΔH
2 2 5
⑥S(s)＋O (g)===SO (g) ΔH
2 2 6
方法一：图像法
由图像可知：|ΔH |>|ΔH |，但ΔH <0，ΔH <0，故ΔH <ΔH 。
5 6 5 6 5 6
【注意】使用图像法时需要已知反应的吸、放热情况。考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
方法二：通过盖斯定律构造新的热化学方程式
由⑤－⑥可得S(g)===S(s) ΔH＝ΔH －ΔH <0，故ΔH <ΔH 。
5 6 5 6
u4．根据特殊反应的焓变情况比较反应焓变的大小
【划重点】试题中可能出现比较ΔH、
|ΔH|、Q的情况，其中只有ΔH需要
带“＋”“－”号进行比较。
由⑦－⑧可得2Al(s)＋Fe O (s)===2Fe(s)＋Al O (s) ΔH＝ΔH －ΔH ，已知
2 3 2 3 7 8
铝热反应为放热反应，故ΔH<0，ΔH <ΔH 。
7 8考点 盖斯定律的应用及反应热的计算
38
例 [浙江2020年7月·22，2分]关于下列ΔH的判断正确的是( )
B
CO 2－(aq)＋H＋(aq)===HCO －(aq) ΔH
3 3 1
CO 2－(aq)＋H O(l) HCO －(aq)＋OH－(aq) ΔH
3 2 3 2
OH－(aq)＋H＋(aq)===H O(l) ΔH
2 3
OH－(aq)＋CH COOH(aq)===CH COO－(aq)＋H O(l) ΔH
3 3 2 4
A．ΔH <0 ΔH <0 B．ΔH <ΔH
1 2 1 2
C．ΔH <0 ΔH >0 D．ΔH >ΔH
3 4 3 4
【解析】将题给四个热化学方程式自上而下依次编号为①②③④，反应①可看作向Na CO 溶液
2 3
中滴加少量稀盐酸，为放热反应，则ΔH <0；反应②是CO 2－的水解反应，是吸热反应，则
1 3
ΔH >0，从而推知：ΔH <ΔH ，A错误，B正确。反应③是强酸与强碱的中和反应，ΔH <0；反
2 1 2 3
应④是弱酸CH COOH和强碱的中和反应，ΔH <0，由于CH COOH电离要吸收热量，等物质的
3 4 3
量的OH－分别发生反应③和④时，反应③放出热量比④多，则有ΔH <ΔH ，C、D均错误。
3 4第 节 化学反应与电能
2
l 考点39 原电池原理
l 考点40 化学电源
l 考点41 电解原理及其应用
l 考点42 金属的腐蚀和防护考点 原电池原理
39
l 考点39 原电池原理
Ø 考法1 原电池的判断★★
Ø 考法2 原电池正、负极的判断★★★
Ø 考法3 原电池电极反应式的书写★★★★★
Ø 考法 原电池原理的应用★★★★★
4考点 原电池原理
39
u1. 原电池
化学能 电能
(1)定义：把________转 化 为 _ _ ______的装置。
(2)原电池的形成条件
①能自发进行的__ 氧 __ 化 __ 还 _ 原 __ 反 _ 应 ____。
②两个活动性不同的电极(燃料电池的两个电极可以相同)。
③形成__闭__合__回__路____，需满足两个条件：a.两电极直接或间接接触；b.两电极
插入电解质溶液或熔融电解质。
u2. 原电池的工作原理
图甲和图乙是铜锌原电池装置示意图。
甲 乙考点 原电池原理
39
【划重点】(1)图乙盐桥中通常装有含琼脂的KCl饱和溶液。
(2)盐桥的作用：使整个装置构成通路；平衡电荷；提高电池效率。
电极名称 ①负极 ②正极
电极材料 Zn片 Cu片
电极反应 __Z_n_－__2_e__－_=_=__=_Z__n_2_＋__ __C_u__2＋__＋__2_e_－_=__=_=__C_u_
反应类型 ____ __氧__化__反__应________ ______还__原__反__应______
电子流向 由Zn片沿导线流向Cu片考点 原电池原理
39
u3. 原电池工作时粒子流向(如图)
电子流向(外电路)：负极→导线→正极(电流方向与电子流向相反)。
离子流向(内电路)：阴离子向_ _ 负 __ 极 _ _ 移 动 ， 阳 离 子 向 __ 正 _ 极 ___移动。
【划重点】无论在原电池中还是在电解池中，电子均不能
通过电解质溶液。考点 原电池原理
39
Ø考法1 原电池的判断★★
u1. 分析有无外接直流电源，有外接直流电源的为电解池，无外接直流电
源的才可能为原电池。
u2. 依据原电池的形成条件判断。主要有“四看”：
(1)一看电极：两极为导体，且存在活动性差异；
(2)二看电解质：两极插入电解质溶液或熔融电解质；
(3)三看回路：形成闭合回路；
(4)四看本质：看能否发生氧化还原反应，原电池的总反应是能够自发进行的氧化还原反应。考点 原电池原理
39
下列装置中，能构成原电池的是____A____(填序号)。
【解】A能构成原电池；B不能构成原电池，因为酒精是非电解质；C能构成
原电池，发生铁的吸氧腐蚀；D能构成原电池，这是两极直接接触的原电池；
E也能构成原电池，但若把左、右烧杯中溶质对换，就不能构成原电池，氧
化剂必须在正极所在的烧杯中。考点 原电池原理
39
Ø考法2 原电池正、负极的判断★★★
一般情况下，常由以下几个方面判断原电池的正极和负极：
判断角度 负极 正极
(1)电极材料 较活泼金属 较不活泼金属或石墨等
(2)通入物 通入还原剂的电极 通入氧化剂的电极
(3)两极反应类型 发生氧化反应的电极 发生还原反应的电极
电子流出的电极(或电流 电子流入的电极
(4)电子流向(或电流方向)
流入的电极) (或电流流出的电极)
(5)离子流向 阴离子流向的电极 阳离子流向的电极考点 原电池原理
39
【划重点】金属作负极或正极受所处环境影响。
(1)Mg、Al相连，在中性或酸性溶液中活动性：Mg＞Al，Mg作负极；而在碱性溶液中，
Al可以与OH－反应，而Mg不反应，所以Mg与Al用导线连接后放入NaOH溶液中，Al是
负极，Mg是正极。
(2)Fe、Cu相连，浸入稀HNO 中，Fe作负极；浸在浓HNO 中一段时间后，Cu作负极
3 3
(Fe发生钝化)。
[天津2020·11，3分]熔融钠－硫电池性能优良，是具有应用前景的储能电池。
例
放电
如图中的电池反应为 2Na＋xS Na S (x＝5～3，难溶于熔融硫)
2 x
充电
下列说法错误的是( C )
A. Na S 的电子式为
2 4
B. B. 放电时正极反应为xS＋2Na＋＋2e－=== Na S
2 x
C. Na和Na S 分别为电池的负极和正极
2 x
D. 该电池是以Na－β－Al O 为隔膜的二次电池
2 3考点 原电池原理
39
【解析】Na S 由Na＋和S 2－构成，电子式为 ，A项正确；放
2 4 4
电时正极S得电子生成Na S ，电极反应式为xS＋2Na＋＋2e－===Na S ，B项正确；
2 x 2 x
由电池反应式可知，该电池中Na为负极，S为正极，C项错误；由图可知该电池是以
熔融的Na、S为电极，以Na－β－Al O 作固体电解质的二次电池，D项正确。
2 3考点 原电池原理
39
Ø考法3 原电池电极反应式的书写★★★★★
u1. 用“三步法”书写电极反应式考点 原电池原理
39
有人设计利用CH 和O 的反应，用铂作电极，在KOH溶液中构成原电池。电池的总反应类
4 2
似于CH 在O 中燃烧的反应，则正、负极的电极反应式分别为
4 2
正极：O ＋2H O＋4e－=== 4OH－
___________________________________________________________________________
2 2
__负__极__：__C_H_4_＋__1_0_O__H_－__－__8_e_－_=_=_=__C_O_3_2_－__＋__7_H_2_O___________________________________。
【解】CH 在原电池中发生类似于CH 在O 中燃烧的反应，即CH ―→CO ，生成的
4 4 2 4 2
CO 与KOH反应生成K CO ，碳元素的化合价升高，失去电子，即CH 在负极上发生
2 2 3 4
氧化反应，电极反应式为CH ＋10OH－－8e－===CO 2－＋7H O；O 在正极上得
4 3 2 2
到电子，发生还原反应，电极反应式为O ＋2H O＋4e－=== 4OH－。
2 2考点 原电池原理
39
u2. 利用总反应式书写电极反应式
(1)书写三步骤
①步骤一：写出电池总反应式，标出电子转移的方向和数目(ne－)。
②步骤二：找出正、负极，失电子的电极为负极；确定溶液的酸碱性。
③步骤三：写电极反应式。
负极反应：还原剂－ne－===氧化产物 正极反应：氧化剂＋ne－===还原产物
(2)书写技巧
若某电极反应式较难写出时，可先写出较易写的电极反应式，然后根据得失电子守恒，用
总反应式减去较易写的电极反应式，即可得出较难写的电极反应式。
(3)电极反应式书写的注意事项
①溶液酸、碱性不同，O、H元素的存在形式不同：水溶液中不能出现O2－；非水溶液中可
有独立的O2－； 酸性溶液中不能出现OH－；碱性溶液中不能出现H＋；中性溶液中，反应
物不能出现H＋和OH－，但产物可以出现OH－或H＋。
②要注意电极产物与电解质(即介质)是否反应，负极产物与正极产物是否反应。如甲醇燃料
电池，酸性条件下负极产物为CO ，碱性条件下负极产物为CO 2－。
2 3考点 原电池原理
39
例
[浙江2018年11月·17，2分]最近，科学家研发了“全氢电池”，其工作原理如图
所示。下列说法不正确的是( C )
A. 右边吸附层中发生了还原反应
B. 负极的电极反应是H －2e－＋2OH－=== 2H O
2 2
C. 电池的总反应是2H ＋O === 2H O
2 2 2
D. 电解质溶液中Na＋向右移动，ClO －向左移动
4
【解析】由电子的流动方向可知左边为负极，发生氧化反应，右边为正极，发生还原反
应，A正确；负极发生反应：H －2e－＋2OH－=== 2H O，B正确；电池的总反应没有
2 2
O 参与，总反应方程式中不存在氧气，C不正确；在原电池中，阳离子向正极移动，阴离
2
子向负极移动，D正确。考点 原电池原理
39
Ø考法4 原电池原理的应用★★★★★
u1. 加快氧化还原反应的速率
一个自发的氧化还原反应，设计成原电池时，反应速率会增大。如实验室制取氢气
时，可以在稀硫酸中加入少量硫酸铜溶液，锌置换出铜，锌、铜和稀硫酸形成原电池，
增大化学反应速率。
u2. 用于比较金属的活动性强弱
两种金属分别作原电池的两极时，一般情况下作负极的金属比作正极的金属活泼。
u3. 用于金属的防护
使被保护的金属制品作原电池正极而得到保护。例如：要保护一个铁质的输水管道或
钢铁桥梁等，可用导线将其与锌块相连，使锌作原电池的负极。考点 原电池原理
39
u4. 设计原电池
(1)根据一个氧化还原反应的方程式，将其拆分为氧化反应和还原反应两个半反应。
(2)根据原电池反应特点，结合两个半反应，选择合适的电极材料和电解质设计原电池。
(3)电解质的选择
电解质是使负极放电的物质，因此一般情况下电解质溶液或者电解质溶液中溶解的其他
物质(如溶液中溶解的氧气)要能够与负极发生反应。
(4)电极材料的选择
原电池的电极必须能导电；负极一般情况下能够与电解质溶液反应，容易失电子，因此
负极一般是活泼的金属材料；正极和负极之间只有产生电势差时，电子才能定向移动，
所以正极和负极一般不用同一种材料。
将反应Cu＋2Fe3＋===Cu2＋＋2Fe2＋设计成原电池。
【解】铜作还原剂，发生氧化反应，则铜为负极，正极可选择比Cu更不活泼的金属
Pt(或非金属石墨)，电解质溶液中必须含Fe3＋，可以是FeCl 溶液、Fe (SO ) 溶液等。
3 2 4 3考点 化学电源
40
l 考点40 化学电源
Ø 考法 燃料电池电极反应式的书写 ★★★
5
Ø 考法 可充电电池的反应规律★★★★
6考点 化学电源
40
u1. 一次电池
(1)碱性锌锰电池
碱性锌锰电池的负极是Zn，正极是MnO ，电解质是KOH，其电极反应
2
如下：
负极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH) ；
2
正极：____ 2 _ M _ n _ O __ ＋ __ 2 _ H __O_ ＋ __2_e_ － _ = _ = _=_ _2M__n_O_(_O_H_)_ ＋ _2_O_H_ － ______；
2 2
总反应：Zn＋2MnO ＋2H O=== 2MnO(OH)＋Zn(OH) 。
2 2 2
(2)银锌电池
银锌电池的负极是Zn，正极是Ag O，电解质是KOH，其电极反应如下：
2
负极：Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH) ；
2
正极：_ A _ g __O_ ＋ __H__O_ ＋ __2_e－ __ = _ = _=_ 2_A_g_ ＋ __2_O_H_ － _ _______________；
2 2
总反应：Zn＋Ag O＋H O===Zn(OH) ＋2Ag。
2 2 2考点 化学电源
40
(3)Li－SOCl 电池
2
Li－SOCl 电池是用金属锂作负极，石墨作正极，电解质溶液由四氯化铝锂(LiAlCl )
2 4
溶解在亚硫酰氯(SOCl )中形成，其电极反应如下：
2
负极：Li－e－===Li＋；
正极：_ 2 _ S _ O __ C _ l _ ＋ __ 4 _ e _ － _ = __ = _ = __ S _ O __ ↑ _ ＋ __ S _ ＋ __ 4 _ C _ l－ ______________；
2 2
总反应：4Li＋2SOCl === 4LiCl＋SO ↑＋S。
2 2
u2. 二次电池
(1)最常见的二次电池是铅蓄电池，其正极覆盖PbO ，负极覆盖Pb，电解质溶液是30%
2
H SO 溶液。
2 4
(2)铅蓄电池放电时的电极反应式
负极：____P_b_ ＋ _S__O_2_ － _ － __ 2 _ e _ － _ = _ = _ = _ P _ b __ S _ O ______________________________________；
4 4
正极：___
P
_
b
_
O
__
＋
__
4
_
H
_
＋
_
＋
__
S
_
O
__
2－
_
＋
__
2
_
e
_
－
_
=
_
=
_
=
__
P
_
b
_
S
_
O
__
＋
_
2
_
H
__
O
__________________________；
2 4 4 2
总反应：Pb＋PbO ＋2H SO ===2PbSO ＋2H O。
2 2 4 4 2考点 化学电源
40
(3)铅蓄电池充电时的电极反应式
阴极：PbSO ＋2e－===Pb＋SO 2－；
4 4
阳极：PbSO ＋2H O－2e－===PbO ＋4H＋＋SO 2－；
4 2 2 4
总反应：2PbSO ＋2H O===Pb＋PbO ＋2H SO 。
4 2 2 2 4
u3. 燃料电池
氢氧燃料电池是目前较成熟的燃料电池，分为酸性和碱性两种：
种类 酸性 碱性
负极反应式 2H －4e－=== 4H＋ 2H ＋4OH－－4e－=== 4H O
2 2 2
正极反应式 _O___ ＋ __4_H_ ＋ __ ＋ __4_e_ － _=__=__=_ _2_H__O__ __O__ ＋ ___ 2 _ H ___O_ ＋ ___4_e_ － __ = _ = __ = __ 4 __ O __ H _ － __
2 2 2 2
电池反应式 2H ＋O === 2H O
2 2 2考点 化学电源
40
Ø考法5 燃料电池电极反应式的书写★★★
燃料电池的总反应往往相当于燃料完全燃烧时发生的化学反应，但还要考虑燃烧产物
与电解质溶液是否发生反应。燃料电池中都是燃料在负极失电子，发生氧化反应，氧气在
正极得电子，发生还原反应。
u1. 书写燃料电池电极反应式和总反应式的方法考点 化学电源
40
【划重点】在燃料电池中，在正极上发生还原反应的物质一般是O ，根据电解质溶液的不同，
2
正极反应式也不同，除了图中的酸性介质和碱性介质，常考的还有固体电解质(正极反应式为
O ＋4e－=== 2O2－)和熔融碳酸盐电解质(正极反应式为O ＋2CO ＋4e－=== 2CO 2－)。
2 2 2 3
u2. 常见两种燃料电池电极反应式的书写
(1)甲烷－氧气燃料电池电极反应式的书写
该电池将金属铂片插入KOH溶液中作电极，在两极上分别通入甲烷和氧气。
负极：CH ＋10OH－－8e－===CO 2－＋7H O；
4 3 2
正极：2O ＋4H O＋8e－===8OH－；
2 2
总反应：CH ＋2O ＋2KOH===K CO ＋3H O。
4 2 2 3 2考点 化学电源
40
(2)丁烷－氧化物燃料电池电极反应式
碱性甲烷－氧气燃料电池的负极反应式的书写。
的书写
【解】负极：CH —— CO 2－
4 3
该电池中自由移动的离子是熔融氧化
左边 右边
物中的O2－。
CH －8e－ —— CO 2－
4 3 正极：13O ＋52e－===26O2－；
2
CH －8e－＋10OH－——CO 2－
4 3 负极：2C H －52e－＋26O2－
4 10
左边2个单位负电荷＝右边2个单位负电荷。
===8CO ＋10H O；
2 2
然后再用观察法使左右两边原子守恒，即可配平： 总反应：2C H ＋13O ===8CO ＋
4 10 2 2
CH ＋10OH－－8e－===CO 2－＋7H O 10H O。
4 3 2 2
【划重点】电解质为碱性物质的有机物燃料电池，负
极上产生的CO 与OH－反应生成CO 2－。
2 3考点 化学电源
40
例 [江苏2020·20题节选]研究HCOOH燃料电池性能的装置如图所示，两电极区间用允许
K＋、H＋通过的半透膜隔开。
(1)电池负极电极反应式为
___ H __ C _ O _ O _ － _ ＋ __ 2 _ O _ H __ － _ － _ 2 _ e _ － _ = __ = _ = _ H _ C _ O __ － __ ＋ _ H __O_ __________；
3 2
放电过程中需补充的物质A为__ H__ S _ O ___(填化学式)。
2 4
(2)如图所示HCOOH燃料电池放电的本质是通过HCOOH与
O 的反应，将化学能转化为电能，其反应的离子方程式为
2
__2_H_C_O__O_H_ ＋ __2_O__H_ － _ ＋ __ O __ = _ = __ = _ 2 _ H __ C _ O __ － _ ＋ __ 2 _ H __ O ___________
2 3 2
或2HCOO－＋O ===2HCO －
_____________2_________3___________。考点 化学电源
40
【解析】(1)原电池工作时，负极发生失电子的氧化反应，根据图示中各电极上物质变化，
负极上HCOO－被氧化为HCO －，电极反应式为HCOO－＋2OH－－2e－===HCO －＋
3 3
H O。根据图示，加入A发生的离子反应为4Fe2＋＋4H＋＋O === 4Fe3＋＋2H O，消耗
2 2 2
H＋，K SO 从装置中流出，故放电过程中加入的物质A为H SO 。
2 4 2 4
(2)该燃料电池的正极Fe2＋和Fe3＋存在着循环，正极上本质是O 得到电子，故燃料电池的
2
总反应本质是HCOOH和O 反应生成HCO －，结合原子守恒和电荷守恒，配平离子方程
2 3
式为2HCOOH＋2OH－＋O === 2HCO －＋2H O。
2 3 2考点 化学电源
40
Ø考法6 可充电电池的反应规律★★★★
u1. 可充电电池有充电和放电两个过程，放电时是原电池反应，充电时是
电解池反应。
u2. 放电时的负极反应和充电时的阴极反应、放电时的正极反应和充电时
的阳极反应互为逆反应。将负(正)极反应式变换方向并将电子移项即可得出
阴(阳)极反应式。考点 化学电源
40
高铁电池放电时的反应原理为3Zn＋2K FeO ＋8H O=== 3Zn(OH) ＋2Fe(OH) ＋4KOH，依
2 4 2 2 3
据化合价变化将其拆为两个半反应：
由Zn―→Zn(OH) 需要有OH－参与可知，负极反应式为Zn＋2OH－－2e－===Zn(OH) ，正极由
2 2
FeO 2－→Fe(OH) ，同时还生成OH－，由电荷守恒与原子守恒可知正极反应式为FeO 2－＋4H O＋
4 3 4 2
3e－===Fe(OH) ＋5OH－。将正、负极反应式分别乘2和3再相加即得总反应式。同时，高铁电池充
3
电时的阴极反应式即为Zn(OH) ＋2e－===Zn＋2OH－，阳极反应式即为Fe(OH) ＋5OH－－3e－
2 3
===FeO 2－＋4H O，总反应式为3Zn(OH) ＋2Fe(OH) ＋4OH－===3Zn＋2FeO 2－＋8H O。
4 2 2 3 4 2
原电池的电极反应和总反应都必须遵循原子守恒、电荷守恒和得失电子守恒。
【划重点】可充电电池充电时原来的负极必然要发生还原反应(生成原来消耗的
物质)，即作阴极，连接电源的负极；同理，原来的正极连接电源的正极，作阳
极。简记为负连负，正连正。考点 化学电源
40
[全国Ⅲ2019·13，6分]为提升电池循环效率和稳定性，科学家近期利用三维多孔海
例
绵状Zn(3D－Zn)可以高效沉积ZnO的特点，设计了采用强碱性电解质的3D－Zn—
NiOOH二次电池，结构如图所示。电池反应为
放电
Zn(s)＋2NiOOH(s)＋H O(l) ZnO(s)＋2Ni(OH) (s)。
2 2
充电
下列说法错误的是( D )
A. 三维多孔海绵状Zn具有较高的表面积，所沉积的ZnO分散度高
B. 充电时阳极反应为Ni(OH) (s)＋OH－(aq)－e－===NiOOH(s)＋H O(l)
2 2
C. 放电时负极反应为Zn(s)＋2OH－(aq)－2e－===ZnO(s)＋H O(l)
2
D. 放电过程中OH－通过隔膜从负极区移向正极区考点 化学电源
40
【解析】三维多孔海绵状Zn比表面积大，所沉积的ZnO分散度高，而且题干也强调
三维多孔海绵状Zn可以高效沉积ZnO，A正确。充电时，阳极Ni(OH) 失去电子发生
2
氧化反应，在碱性电解质溶液中转化为NiOOH，题给电极反应式符合题意，B正确。
放电时，负极锌失去电子发生氧化反应转化为ZnO，根据总反应式可知负极反应式
为Zn(s)＋2OH－(aq)－2e－===ZnO(s)＋H O(l)，C正确。放电过程为原电池工作过
2
程，阴离子应该从正极区移向负极区，D错误。考点 电解原理及其应用
41
l 考点41 电解原理及其应用
Ø 考法 电解池阴、阳极的判断★★★
7
Ø 考法 电解产物和溶液 变化的判断★★★★
8 pH
Ø 考法 惰性电极的电解规律★★★★
9
Ø 考法 电极反应式的书写★★★★★
10
Ø 考法 电化学的综合计算★★★★
11
Ø 概率命题 多池串联组合装置的分析
1考点 电解原理及其应用
41
u1．电解池
(1)电解池：把___ 电 _ 能 __ __ 转 化 为 _ _ 化 _ 学 __ 能 ___的装置。
(2)构成条件
阳极 阴极
①有与直流电源相连的两个电极；
氧化反应 还原反应
②电解质溶液(或熔融电解质)；
③__形__成__闭__合__回__路____。
2Cl－－2e－===Cl ↑ Cu2＋＋2e－===Cu
2
(3)电极及电极反应
①阴极：与电源__负__极_ _相 连 ， _ _得__到__ 电 子 ， 发 生 _ _还__原__反应。
②阳极：与电源__正__极_ _相 连 ， _ _失__去__ 电 子 ， 发 生 _ _氧__化__反应。
【拓展】电极类型：金属活动性顺序中银以前的金属(含银)作电极时，由于金属本
身可以参与阳极反应，称为活性电极(如Zn、Fe、Cu、Ag等)；金属活动性顺序中
银以后的金属(如铂、金)或石墨作电极时，称为惰性电极。考点 电解原理及其应用
41
(4)电子和离子的移动方向
①电子：从电源__负_极__ _ 流 出 ， 流 向 电 解 池 的 _ _阴_极___；
从电解池的__阳__极_ _流 出 ， 流 向 电 源 的 _ _正_极___。
②离子：阳离子移向电解池的__阴__极__，阴离子移向电解
池的_阳__极___。
【划重点】电解时，在外电路中有电子通过，而在溶液中是依靠离子的定向移动
而导电，即电子不通过电解质溶液。考点 电解原理及其应用
41
u2．电解原理的应用
(1)氯碱工业
①阳极反应式：______ 2 _ C __ l－ __ － __ 2 _ e _ － _ = __ = _ = __ C _ l __↑____________________________________(氧化反应)；
2
②阴极反应式：______2_H__ ＋ _ ＋ __ 2 _ e _ － __ = _ = __ = _ H ___↑_____________________________________(还原反应)；
2
电解
③总反应式： 2NaCl＋2H O 2NaOH＋H ↑＋Cl ↑。
2 2 2
(2)电镀
①原理：电镀是一种特殊的电解操作，用含镀层金属离子的电解质溶液作电镀液，用待镀的
金属制品作___阴__极__ _ ， 镀 层 金 属 作 _ _ 阳 __ 极 ____。
如图为铁件镀铜的装置：
a．电解质溶液：含镀层金属阳离子的CuSO 溶液；
4
b．电极：铜片作阳极，铁件作阴极；
c．电极反应式：
阳极：_______C_u_ － __2_e_－_=_=_=_C_u_2_＋__________；
阴极：____ _C_u_2_＋_＋__2_e_－_=_=_=_C_u_ ___________。考点 电解原理及其应用
41
②特点：质量一增(阴极)，一减(阳极)，一不变(电镀液的浓度)，且阴极增加的质量与阳极减
少的质量相等。
【划重点】电解精炼必备条件
(3)电解精炼铜
①两极材料：含杂质的金属作
①电极材料：阳极为_粗__铜__ _， 阴 极 为 _ _ 纯__铜__。 阳极，纯金属作阴极；②电解
含 ＋的盐溶液 质溶液的选取：含有相应金属
②电解质溶液：____C__u_2_____________。
离子的盐溶液。
③电极反应式
阳极：Zn－2e－===Zn2＋、Fe－2e－===Fe2＋、Ni－2e－===Ni2＋、Cu－2e－===Cu2＋等；
阴极：Cu2＋＋2e－===Cu。
④阳极泥的形成
在电解过程中，金属活动性顺序中位于铜之后的银、金等杂质，因为失去电子的能力比铜
弱，难以在阳极失去电子变成阳离子而溶解，所以当阳极的铜及比铜活泼的金属失去电子变
成阳离子溶解之后，银、金等以金属单质的形式沉积在电解槽底部，形成阳极泥。考点 电解原理及其应用
41
(4)电冶金
利用电解熔融盐的方法来冶炼活泼金属Na、Ca、Mg、Al等。
①冶炼钠：
电解
2NaCl(熔融) 2Na＋Cl ↑
2
电极反应式：
阳极：____ 2 _ C _ l _ － _ － _ 2 _ e _ － _ = __ = _ = _ C _ l _2 ↑ ____________；
阴极：____2_N_a_＋_＋__2_e_－_=_=_=_ _2_N_a___________。
②冶炼铝：
电极反应式：
阳极：___6_O_2_ － _ － _ 1 _ 2 _ e _ － _ = _ = __ = _ 3 _ O __↑_ __________；
2
阴极：___4_A_l3_ ＋ _ ＋ __ 1 _ 2 _ e _ － _ = _ = _ = _ _ 4 _ A _ l ___________。考点 电解原理及其应用
41
u3．原电池、电解池和电镀池的比较考点 电解原理及其应用
41考点 电解原理及其应用
41
Ø考法7 电解池阴、阳极的判断★★★
u1．阳极的判断 u2.阴极的判断考点 电解原理及其应用
41
[全国Ⅱ2020·12，6分]电致变色器件可智能调控太阳光透过率，从而实现节能。如图
例
是某电致变色器件的示意图。当通电时，Ag＋注入到无色WO 薄膜中，生成Ag WO ，
3 x 3
器件呈现蓝色，对于该变化过程，下列叙述错误的是( C )
A．Ag为阳极
B．Ag＋由银电极向变色层迁移
C．W元素的化合价升高
D．总反应为WO ＋xAg===Ag WO
3 x 3
【解析】通电时，阳离子向阴极移动，由Ag＋注入到无色WO 薄膜中，可知在该变色器
3
件中，Ag作阳极，通电后Ag失去电子转化为Ag＋，通过固体电解质向变色层迁移，A、
B项正确；透明导电层为阴极，在阴极处WO 得到电子转化为WO x－，W的化合价降低，
3 3
C项错误；根据题中信息推断，总反应式为WO ＋xAg===Ag WO ，D项正确。
3 x 3考点 电解原理及其应用
41
Ø考法8 电解产物和溶液pH变化的判断★★★★
u1．阳极产物的判断
(1)活性电极(除Au、Pt以外的金属材料作电极)，电极材料失电子，生成金属阳离子。
(2)惰性电极(Pt、Au、石墨)，要依据阴离子的放电顺序加以判断。
阴离子的放电顺序：
活性电极>S2－>I－>Br－>Cl－>OH－>含氧酸根离子
S2－、I－、Br－、Cl－放电，产物分别是S、I 、Br 、Cl ；若OH－放电，则得到H O和O 。
2 2 2 2 2
u2．阴极产物的判断
直接根据阳离子放电顺序进行判断。
阳离子放电顺序：Ag＋>Fe3＋>Cu2＋>H＋(酸)>Fe2＋>Zn2＋>H＋(水)>Al3＋>Mg2＋
【划重点】(1)若金属阳离子(Fe3＋除外)放电，则得到相应金属单质；若H＋放电，则得到H 。
2
(2)放电顺序本质遵循氧化还原反应的优先规律，即得(失)电子能力强的离子先放电。考点 电解原理及其应用
41
u3．判断电解质溶液pH的变化
(1)根据电极反应判断
若电极反应消耗OH－(或H＋)，则电极周围电解质溶液的pH减小(或增大)；若电极反应
生成OH－(或H＋)，则电极周围电解质溶液的pH增大(或减小)。
(2)根据总反应判断
若总反应的结果是消耗OH－或生成H＋，则电解质溶液的pH减小；若总反应的结果是
生成OH－或消耗H＋，则电解质溶液的pH增大。
例
[山东2020·13，4分]采用惰性电极，以去离子水和氧气为原料通过电解法制备双氧水
的装置如图所示。忽略温度变化的影响，下列说法错误的是( D )
A．阳极反应为2H O－4e－===4H＋＋O ↑
2 2
B．电解一段时间后，阳极室的pH未变
C．电解过程中，H＋由a极区向b极区迁移
D．电解一段时间后，a极生成的O 与b极反应的O 等量
2 2考点 电解原理及其应用
41
【解析】b极O 得电子生成H O ，作阴极，a极生成O ，是阳极，阳极发生氧化反应，
2 2 2 2
电极反应式是2H O－4e－=== 4H＋＋O ↑，A项正确；b极是阴极，发生反应2H＋＋
2 2
电解
O ＋2e－===H O ，总反应为 2 H O ＋ O 2 H O ，根据电解池中阳离子向阴
2 2 2 2 2 2 2
极移动，阴离子向阳极移动知，电解过程中阳极产生的H＋由a极区通过质子交换膜向b
极区迁移，则电解一段时间后，阳极室的pH不变，B、C正确；电解时，总反应
电解
为 ，消耗氧气，即a极生成的氧气的量小于b极消耗的氧气，
O ＋2H O 2H O
2 2 2 2
D项错误考点 电解原理及其应用
41
Ø考法9 惰性电极的电解规律★★★★考点 电解原理及其应用
41考点 电解原理及其应用
41
*不考虑气体溶解。考点 电解原理及其应用
41
[北京2016·12，6分]用石墨电极完成下列电解实验。
例
下列对实验现象的解释或推测不合理的是( B )
A．a、d处：2H O＋2e－===H ↑＋2OH－
2 2
B．b处：2Cl－－2e－===Cl ↑
2
C．c处发生了反应：Fe－2e－===Fe2＋
D．根据实验一的原理，实验二中m处能析出铜
【解析】实验一可以看作两个电解池串联，a为阴极，c为阳极，d为阴极，b为阳极。a、d
均为阴极，溶液中的阳离子(即H O电离出的H＋)放电生成H 和OH－，试纸变蓝，A正确；b
2 2
为阳极，b处变红，则有H＋生成，说明Cl－放电生成Cl ，溶于水中生成HCl和HClO，HClO
2
使pH试纸局部褪色，B错误；c处铁作阳极，活性电极作阳极，优先失电子：Fe－2e－===
Fe2＋，C正确；由实验一的原理，可知实验二中相当于形成3个电解池(1个球的两面分别为
阴、阳两极)，m处为阴极，相当于电镀铜的原理，m处有铜析出，D正确。考点 电解原理及其应用
41
Ø考法10 电极反应式的书写★★★★★
u1．两种常用的书写方法
(1)根据装置信息书写
①根据电源正、负极确定阴、阳两极→确定阳极是否是活性金属电极→根据电极类型及电
解质溶液中阴、阳离子的放电顺序写出电极反应式。
②在确保阴、阳两极转移电子数目相同的条件下，将两极电极反应式合并，即得总反应式。
(2)由氧化还原反应方程式书写电极反应式
找出发生氧化反应和还原反应的物质→两电极名称和反应物→利用得失电子守恒分别写出
两电极反应式。
【划重点】若写出一个电极反应式，而另一个电极反应式不好写，可
用总反应式减去已写出的电极反应式，即得另一个电极反应式。考点 电解原理及其应用
41
u2．三个易错点
(1)书写电解池的总反应式时，弱电解质要写成化学式。
(2)书写总反应式时要确保阴、阳两极电子转移数目相等，且注明条件“电解”。
(3)电解水溶液时，应注意放电顺序中位于H＋、OH－之后的离子一般不参与放电。
[全国Ⅰ2018·27题节选]焦亚硫酸钠(Na S O )在医药、橡胶、印染、食品等方面应用广泛。
2 2 5
例 回答下列问题：考点 电解原理及其应用
41
制备Na S O 也可采用三室膜电解技术，装置如图所示，其中SO 碱吸收液中含有NaHSO
2 2 5 2 3
和Na SO 。阳极的电极反应式为
2 3
2H O－4e－===4H＋＋O ↑
___________2_________________________2____________________________________________，
a
电解后，________室的NaHSO 浓度增加。将该室溶液进行结晶脱水，可得到Na S O 。
3 2 2 5
【解析】装置图中左侧与电源正极相连，为三室膜电解槽的阳极，由于阳极室的溶液为稀
硫酸，故阳极发生的反应为2H O－4e－===4H＋＋O ↑，生成的H＋穿过阳离子交换膜进入
2 2
a室与SO 碱吸收液中的SO 2－反应生成HSO －，则a室中NaHSO 浓度增加。
2 3 3 3考点 电解原理及其应用
41
Ø考法11 电化学的综合计算★★★★
电化学的综合计算包括：两极产物的定量计算、溶液pH及物质的量浓度的计算、元素
的相对原子质量和阿伏伽德罗常数的计算、根据电荷量求产物的量、根据产物的量求电荷
量等，通常有下列三种方法：
u1．根据得失电子守恒计算
用于串联电路的阴阳两极产物、正负两极产物的量等的计算，其依据是电路上转移
的电子数目相等。
u2．根据总反应式计算
先写出电极反应式，再写出总反应式，最后根据总反应式列比例式计算。考点 电解原理及其应用
41
u3．根据关系式法计算
根据得失电子守恒关系建立已知量与未知量之间的桥梁，得出计算所需的
关系式。例如，以通过4e－为基准可构建如下电极产物之间的关系式：考点 电解原理及其应用
41
Ø概率命题1 多池串联组合装置的分析
将原电池和电解池结合在一起，综合考查化学反应中的能量变化、氧化还原反应、化
学实验和化学计算等知识是电化学部分的重要题型。该类题目常涉及的考点有电极的判断、
电极反应式的书写、溶液中离子移动方向、pH变化、得失电子守恒的应用等。在解题时，
注意分析装置，先找出作原电池的装置，其余装置作电解池。
例
传统接触法制取硫酸能耗大，污染严重。将燃料电池引入硫酸生产工艺可有效解决能耗和环境
污染问题，同时提供电能。以燃料电池为电源电解硫酸铜溶液的工作原理如图所示。
下列说法不正确的是( D )
A. b极为正极，电极反应式为O ＋4H＋＋4e－=== 2H O
2 2
B. H＋由a极通过质子交换膜向b极移动
C. 该燃料电池的总反应式为2SO ＋O ＋2H O=== 2H SO
2 2 2 2 4
D. 若a极消耗2.24 L(标准状况)SO ，理论上c极有6.4 g铜析出
2考点 电解原理及其应用
41
【解析】O 在b极上发生还原反应生成H O，则b极是正极，电极反应式为
2 2
O ＋4H＋＋4e－=== 2H O，A正确；原电池中，阳离子向正极移动，则H＋由a极通过质
2 2
子交换膜向b极移动，B正确；负极反应式为SO ＋2H O－2e－===SO 2－＋4H＋，根据
2 2 4
正、负极反应并结合得失电子守恒可得，该燃料电池的总反应式为
2SO ＋O ＋2H O=== 2H SO ，C正确；c极是电解池的阳极，电极反应式为
2 2 2 2 4
2H O－4e－=== 4H＋＋O ↑，a极消耗2.24 L(标准状况)SO ，电路中转移0.2 mol 电子，
2 2 2
则c极上有0.05 mol O 生成，不析出铜，D错误。
2
【突破点】多池串联的装置中，先根据电极反应物和电解质溶液判断哪个是原电池，其余
装置一般为电解池；与原电池正极相连的为电解池阳极，与原电池负极相连的为电解池阴
极，据此判断各池中发生的反应。考点 金属的腐蚀和防护
42
l 考点42 金属的腐蚀和防护
Ø 考法 金属腐蚀的一般规律★★
12考点 金属的腐蚀和防护
42
u1．金属腐蚀的本质
金属原子失去电子变为金属阳离子，金属发生__ 氧 _ 化 ___反应。
u2．金属腐蚀的类型
(1)化学腐蚀与电化学腐蚀
化学腐蚀 电化学腐蚀
不纯金属接触到电解质溶液发
条件 金属与接触到的物质直接反应
生原电池反应
本质 M－ne－===Mn＋ M－ne－===Mn＋
现象 金属被腐蚀 较活泼金属被腐蚀
区别 无电流产生 有微弱电流产生
本质均为M－ne－===Mn＋，电化学腐蚀比化学腐蚀普遍得多，
联系
腐蚀速率更快，危害也更严重考点 金属的腐蚀和防护
42
(2)吸氧腐蚀与析氢腐蚀(以钢铁为例分析)
吸氧腐蚀 析氢腐蚀
条件 水膜酸性很弱或呈中性 水膜酸性较强
负极反应 Fe－2e－===Fe2＋
正极反应 _ _ _ O___ ＋ __ 2 _ H __O__ ＋ __4_e_ － __ = _ = __ = _ _ 4 _ O __ H _ － __ _ _2_H__＋_＋__2_e__－_=_=__=__H__↑__
2 2 2
总反应 2Fe＋O ＋2H O===2Fe(OH) Fe＋2H＋===Fe2＋＋H ↑
2 2 2 2
(3)铁锈的形成
铁发生腐蚀后生成的Fe(OH) 继续与空气中的O 作用生成Fe(OH) ：
2 2 3
4Fe(OH) ＋O ＋2H O=== 4Fe(OH)
________________________________________________________________________；
2 2 2 3
Fe(OH) 脱去一部分水生成Fe O ·xH O：2Fe(OH) ===Fe O ·xH O(铁锈)＋(3－x)H O。
3 2 3 2 3 2 3 2 2考点 金属的腐蚀和防护
42
u3．金属的防护措施
金属的防护可通过改变腐蚀过程实现，也可通过表面形成保护层防止金属材料直接接
触腐蚀性介质实现。
(1)改变金属材料的组成
如可根据不同的用途选用不同的金属或非金属制成合金。
(2)覆盖保护层
如可以采用喷油漆、涂油脂、电镀、喷镀或表面钝化(离子注入、表面渗镀)等方法使金属
与腐蚀性介质隔离。
(3)使用电化学保护法
①牺牲阳极的阴极保护法——原电池原理
a．负极：比被保护金属活泼的金属；
b．正极：被保护的金属设备。
②外加电流的阴极保护法——电解原理
a．阴极：被保护的金属设备；
b．阳极：一般采用惰性电极。考点 金属的腐蚀和防护
42
Ø考法12 金属腐蚀的一般规律★★
(1)在同一电解质溶液中，金属腐蚀的速率快慢：
电解引起的腐蚀＞原电池原理引起的腐蚀＞化学腐蚀＞有防护措施的腐蚀。
(2)在原电池中，电解质溶液相同时，两极的活泼性差别越大，负极金属越易被腐蚀。
如：Zn－Cu(H SO )中的Zn比Zn－Fe(H SO )中的Zn腐蚀得更快。
2 4 2 4
(3)对由相同正、负极构成的原电池(如Fe－Cu原电池)：
①电解质的氧化能力越强，负极金属越易被腐蚀。如：
Fe在不同电解质溶液中的腐蚀速率是CuSO 溶液＞稀H SO ＞NaCl溶液。
4 2 4
②溶液的导电能力越强，负极金属越易被腐蚀。如腐蚀速率：海水＞淡水＞酒精。
(4)纯度越高的金属，腐蚀的速率越慢(纯金属几乎不被腐蚀)。
(5)一般情况下，不纯的金属或合金在潮湿的空气中腐蚀的速率远快于在干燥、隔绝空气条
件下的腐蚀速率。
(6)由于金属表面一般不会遇到酸性较强的溶液，故吸氧腐蚀是金属腐蚀的主要形式。考点 金属的腐蚀和防护
42
[北京2018·12，6分]验证牺牲阳极的阴极保护法，实验如下(烧杯内均为经过酸化的3%NaCl溶液)。
下列说法不正确的是( D )
A. 对比②③，可以判定Zn保护了Fe
B. 对比①②，K [Fe(CN) ]可能将Fe氧化
3 6
C. 验证Zn保护Fe时不能用①的方法
D. 将Zn换成Cu，用①的方法可判断
Fe比Cu活泼考点 金属的腐蚀和防护
42
【解析】Fe2＋能与K [Fe(CN) ]反应生成蓝色沉淀，对比②和③发现②中的Fe没有被腐蚀、
3 6
③中的Fe被腐蚀，说明Zn可保护Fe，A正确；由②可知①中的Fe应被保护，而由①的实验
现象可知铁被氧化，则可能是K [Fe(CN) ]将Fe氧化，B正确；Fe会被K [Fe(CN) ]氧化，所
3 6 3 6
以不能用①的方法验证Zn保护Fe，C正确；由以上分析可知，Fe可以被K [Fe(CN) ]氧化，
3 6
故加入K [Fe(CN) ]溶液生成蓝色沉淀不能说明Fe比Cu活泼，D错误。
3 6
【突破点】本题的解题关键是通过实验①②的对比，推断出①中铁表面出现蓝色沉淀的原
因可能是K [Fe(CN) ]将Fe氧化。
3 6第7章 化学反应速率与化学平衡
演讲人：第1节 化学反应速率
目 录
第2节 化学平衡
CONTENTS第 节 化学反应速率
1
l 考点43 化学反应速率的概念及计算
l 考点44 化学反应速率的影响因素考点 化学反应速率的概念及计算
43
l 考点43 化学反应速率的概念及计算
Ø 考法1 化学反应速率的计算★★★★
Ø 考法2 化学反应速率大小的比较★★★考点 化学反应速率的概念及计算
43
u1．化学反应速率的概念与表示
快慢
(1)定义：用来衡量化学反应进行________的物理量。通常用单位时间内
反应物浓度的减小 生成物浓度的增加
_ _______________或 _ _______________来表示。
(2)表达式：v＝
________
Δc表示反应物浓度或生成物浓度的变化；Δt表示反应时间的变化；v表示反应速率(取正值)。
(3)单位：一般为mol·L－1·s－1、mol·L－1·min－1、mol·L－1·h－1等，注意单位一定不
能写成mol/L·s。考点 化学反应速率的概念及计算
43
【划重点】
由 计算反应速率应注意：(1)得到的是平均速率而不是瞬时速率，且不论用反应
物还是用生成物表示均取正值；(2)不能用固体或纯液体表示化学反应速率，因为固体或纯液体的
浓度通常视为常数；(3)计算时不能忽略体积，而误用物质的量的变化量除以时间。
u2．化学反应速率的规律
同一化学反应中，各物质表示的反应速率不一定相同，但表达的意义是相同的，这是化学反
应速率相关计算或换算的依据。如反应aA(g)＋bB(g)===cC(g)＋dD(g)，有如下恒等式：考点 化学反应速率的概念及计算
43
Ø考法1 化学反应速率的计算★★★★
u1．根据数学表达式计算
u2．根据化学方程式计算
根据不同物质的反应速率之比等于其化学计量数之比进行计算，如反应
mA＋nB pC，各物质的反应速率之比为v(A) ∶ v(B) ∶ v(C)＝m ∶ n ∶ p。
u3．根据图像求反应速率
(1)找出横、纵坐标对应的物理量；
(2)将图中的变化量转化成相应浓度的变化量；考点 化学反应速率的概念及计算
43
某温度时，在2 L容器中X、Y、Z三种气体的
物质的量随时间变化的曲线如图所示。
从反应开始至2 min时，Z的反应速率为
0.025 mol·L－1·min－1
___________________________________。考点 化学反应速率的概念及计算
43
u4．运用“三段式”进行化学反应速率的计算
(1)写出有关反应的化学方程式；
(2)找出各物质的起始量、转化量、某时刻量；
(3)根据已知条件列方程计算。
【说明】计算反应速率时要用“中间段”，即物质的转化浓度，“第一
段”是加料的量，其数值与化学方程式中的化学计量数没有关系。考点 化学反应速率的概念及计算
43
例 X ( g ) ＋ 3 Y ( g ) 2 Z ( g ) Δ H ＝ － a k J · m o l － 1 。 一定条件下，将1 mol X和3 mol Y通
入2 L的恒容密闭容器，反应10 min，测得Y的物质的量为2.4 mol。下列说法正确的
是( C )
A．10 min内，Y的平均反应速率为0.03 mol·L－1·s－1
B．第10 min时，X的反应速率为0.01 mol·L－1·min－1
C．10 min内，消耗0.2 mol X，生成0.4 mol Z
D．10 min内，X和Y反应放出的热量为a kJ
【解析】10 min内，Y的平均反应速率为0.03 mol·L－1·min－1，A项中单位错误；第10 min时
的反应速率是指瞬时速率，0.01 mol·L－1·min－1是X在0～10 min内的平均反应速率，B错误；
10 min内，反应消耗0.6 mol Y，则同时消耗0.2 mol X，生成0.4 mol Z，C正确；10 min内，
反应消耗0.2 mol X和0.6 mol Y，X和Y反应放出的热量为0.2a kJ，D错误。考点 化学反应速率的概念及计算
43
Ø考法2 化学反应速率大小的比较★★★
u1．同一化学反应速率大小的比较
同一化学反应中，反应速率用不同物质表示时数值可能不同，比较化学反应速率
的快慢不能只看反应速率的数值大小，应进行一定的转化再比较，具体比较方法如下：
(1)看单位是否统一，若不统一，换算成相同的单位。
(2)换算成用同一物质表示的速率，再比较数值的大小。
(3)注意外界条件对化学反应速率的影响规律。
u2．根据图像判断某点的反应速率大小
由图像看反应达到平衡所需的时间，时间越短，对应的反应温度越高，浓度或压
强越大，则反应速率就越大。考点 化学反应速率的概念及计算
43
例 在恒容密闭容器中通入X并发生反应：2X(g) Y(g)，温度T 、T 下 X的物质的量浓度
1 2
c(X)随时间t变化的曲线如图所示，下列叙述正确的是( )
C
A．该反应进行到M点放出的热量大于进行到W点放出的热量
B．T 下，在0～t 时间内，
2 1
C．M点的正反应速率v 大于N点的逆反应速率v
正 逆
D．M点时再加入一定量X，平衡后X的转化率减小考点 化学反应速率的概念及计算
43
【解析】T 比T 先达到平衡，说明T >T (温度高，则反应速率快，达到平衡需要的时
1 2 1 2
间短)。由图像可知温度高时X的平衡浓度比温度低时X的平衡浓度大，说明升温平衡逆
向移动，即逆反应是吸热反应(正反应是放热反应)。M点的反应程度比W点的反应程度
小，故反应进行到M点放出的热量小于进行到W点放出的热量，A错误。选项B中是X
的反应速率的计算式，Y的反应速率是X的反应速率的一半，B错误。M点的温度高于N
点的温度，M点Y的浓度大于N点Y的浓度(M点消耗的X比N点消耗的X多，消耗的X多，
则生成的Y也多)，故M点逆反应速率大于N点逆反应速率，由于M点是平衡点，所以M
点的正、逆反应速率相等，因此M点的正反应速率大于N点的逆反应速率，C正确。M
点时再加入一定量X，相当于加压，平衡向气体体积减小的方向移动，即向正反应方向
移动，反应物X的平衡转化率增大，D错误。考点 化学反应速率的影响因素
44
l 考点44 化学反应速率的影响因素
Ø 考法3 活化能对化学反应速率的影响★★★
Ø 考法4 探究外界条件对化学反应速率的影响★★★
Ø 考法5 化学反应速率图像的分析★★★考点 化学反应速率的影响因素
44
u1．影响化学反应速率的因素
(1)内因(主要因素)
①反应物本身的组成、结构与性质。
②活化能：相同条件下，活化能小的化学反应速率快，活化能大的化学反应速率慢。
(2)外因(其他条件不变，只改变一个条件)
增大
增大
增大
相同考点 化学反应速率的影响因素
44
【划重点】①催化剂可以改变反应历程，改变正、逆反应的活化能，同等程度改变正、
逆反应速率，但不会改变反应的限度和反应热；②升高(降低)温度正反应速率和逆反应速
率都加快(减慢)，但加快(减慢)的程度不同；③对于固体和纯液体反应物，其浓度可视为
常数，改变用量，化学反应速率不变。
(3)对于有气体参与的化学反应，有以下几种情况：
(3)对于有气体参与的化学反应，有以下几种情况： 【划重点】压强改变对
①恒温时：体积缩小 压强__增__大__ 浓 度 _ 增__大__ _ 反 应 速 率 _ 增__大___。 反应速率是否产生影响
②恒温恒容时：a.充入气体反应物 总压强__ 增 __ 大 __ 浓 度 _ 增 __ 大 __ _ 取决于压强改变是否会
反应速率_ 增__大__ _ 。 引起浓度变化，只有引
b．充入“惰性气体” 总压强增大，但各气体分压不变→各物质的浓度
起浓度变化时才会对反
_ 不__变__ _ → 反 应 速 率 _ _不__变__。 应速率产生影响。
③恒温恒压时：充入“惰性气体” 体积_ _增__大__ 各反应物浓度
__减__小__ 反 应 速 率 _ _减__小__ 。考点 化学反应速率的影响因素
44
u2．有效碰撞理论与活化能
(1)相关概念
①基元反应与反应历程：化学反应的微观过程称为反应历程(反应机理)，反应历程中的
每一步反应称为基元反应。根据反应历程不同，化学反应可以分为两大类：基元反应，
即一步完成的反应；复杂反应，包含两个或两个以上的基元反应。
【说明】对于多个基元反应构成的复杂反应，其反应速率取决于所
有基元反应中最慢的一个。
②有效碰撞：分子间可以发生__ 化 _ 学 __ 反 _ 应 ____的碰撞。
③活化分子：能量较高，可以发生__有__效_碰__撞___的分子。
④活化能： _ 活 _ 化 __ 分 __ 子 _ _ 具 有 的 平 均 能 量 与 _ 反 _ 应 __ 物 __ 分 _ 子 __具有的平均能量之差。考点 化学反应速率的影响因素
44
如图所示，E 为未使用催化剂时正反应的活化能，E 为使用催化剂时正反应的活化
1 3
E －E
能，反应热为___________________。
1 2
(注：E 为未使用催化剂时活化分子变成生成物分子放出的能量)
2
(2)表现
单位体积内
活化能 有效碰撞次数
分子总数 活化分子数 活化分子百分数 化学反应速率
①增大浓度 不变 增加 增加 _ 不__变___ 增加 增大
②增大压强 不变 增加 增加 __不__变__ 增加 增大
③升高温度 不变 不变 增加 __增__加__ 增加 增大
④加入催化剂 _减__小___ 不变 增加 __增__加__ 增加 增大考点 化学反应速率的影响因素
44
Ø考法3 活化能对化学反应速率的影响★★★
相同条件下，不同化学反应的速率不同，主要是因为活化能大小不同。活化能越小，
化学反应速率越快；活化能越大，化学反应速率越慢。慢反应决定着一个反应的化学反
应速率。
[全国Ⅰ2018·28题节选]采用N O 为硝化剂是一种新型的绿色硝化技术，在含能材料、医药
例
2 5
等工业中得到广泛应用。
对于反应2N O (g)―→4NO (g)＋O (g)，R.A.Ogg提出如下反应历程：
2 5 2 2
第一步 N O NO ＋NO 快速平衡
2 5 2 3
第二步 NO ＋NO ―→NO＋NO ＋O 慢反应
2 3 2 2
第三步 NO＋NO ―→2NO 快反应
3 2考点 化学反应速率的影响因素
44
其中可近似认为第二步反应不影响第一步的平衡。下列表述正确的是___A_C____(填标号)。
A．v(第一步的逆反应)＞v(第二步反应)
B．反应的中间产物只有NO
3
C．第二步中NO 与NO 的碰撞仅部分有效
2 3
D．第三步反应活化能较高
【解析】v(第一步的正反应)≥v(第一步的逆反应)>v(第二步反应)，第二步反应不影响第一步，
A正确；反应的中间产物还有NO，B错误；并不是所有反应物间的碰撞都是有效的，且该反应
速率慢，NO 与NO 的碰撞仅部分有效，C正确；第三步反应速率快，活化能较低，D错误。
2 3考点 化学反应速率的影响因素
44
Ø考法4 探究外界条件对化学反应速率的影响★★★
影响化学反应速率的因素有多种，在探究相关规律时，需要借助控制变量法，
控制其他条件不变，只改变某一个条件，探究改变的条件对反应速率的影响。
例考点 化学反应速率的影响因素
44
例 [江苏2017·10，2分]H O 分解速率受多种因素影响。实验测得70 ℃时不同条件下
2 2
H O 浓度随时间的变化如图所示。下列说法正确的是( D )
2 2
A．图甲表明，其他条件相同时，H O 浓度越小，其分解速率越快
2 2
B．图乙表明，其他条件相同时，溶液pH越小，H O 分解速率越快
2 2
C．图丙表明，少量Mn2＋存在时，溶液碱性越强，H O 分解速率越快
2 2
D．图丙和图丁表明，碱性溶液中，Mn2＋对H O 分解速率的影响大
2 2
【解析】图甲表明相同时间内，H O 初始浓度越大，其分解速率越快，A错误；图乙中从
2 2
上到下三种溶液的碱性逐渐增强，分解速率逐渐加快，所以pH越大，H O 分解速率越快，
2 2
B错误；由图丙可知，少量Mn2＋存在时，NaOH浓度为0.1 mol·L－1时H O 的分解速率比
2 2
NaOH浓度为1.0 mol·L－1时快，C错误；图丙表明，在0 mol·L－1 NaOH的条件下，Mn2＋
对H O 的分解几乎无影响，图丁表明，碱性溶液中，Mn2＋浓度越高，H O 分解速率越快，
2 2 2 2
D正确。考点 化学反应速率的影响因素
44
Ø考法5 化学反应速率图像的分析★★★
u1．“一看”——看图像
(1)看面：弄清横、纵坐标的含义。
(2)看线：弄清线的走向、变化趋势及线的陡与平。
(3)看点：弄清曲线上点的含义，特别是一些特殊的点，如与坐标轴的交点，曲线的起点、交
点、折点、最高点与最低点、终点等。
(4)看量的变化：弄清是浓度变化、温度变化还是转化率的变化及各自的变化趋势；分清正、
逆反应与吸、放热反应，升高温度时， Δv(吸)>Δv(放)；在速率－时间图像上，要注意看清曲
线是连续的还是跳跃的，分清渐变和突变、大变和小变。
(5)看要不要做辅助线：如等温线、等压线等。考点 化学反应速率的影响因素
44
u2．“二想”——想规律
看完图像后，分析图像，联想外界条件对化学反应速率的影响规律。
u3．“三判断”
通过对比分析，作出正确判断。
例 [浙江2016年10月·21，2分]为研究某溶液中溶质R的分解速率的影响因
素，分别用三份不同初始浓度的R溶液在不同温度下进行实验，c(R)随
时间变化如图。下列说法不正确的是( D )
A．25 ℃时，在10～30 min内，溶质R的分解平均速率为0.03 mol·L－
1·min－1
B．对比30 ℃和10 ℃曲线，在50 min时，R的分解百分率相等
C．对比30 ℃和25 ℃曲线，在0～50 min内，能说明R的分解平均速
率随温度升高而增大
D．对比30 ℃和10 ℃曲线，在同一时刻，能说明R的分解速率随温度
升高而增大考点 化学反应速率的影响因素
44
a第 节 化学平衡
2
l 考点45 化学平衡状态
l 考点46 化学平衡常数及转化率的相关计算
l 考点47 化学平衡的移动和化学反应的方向
与调控考点 化学平衡状态
45
l 考点45 化学平衡状态
Ø 考法1 化学平衡状态的判断方法★★★★★考点 化学平衡状态
45
u1．可逆反应
(1)定义：在相同条件下，既能向_ 正 __ 反 __ 应 __ _方 向 进 行 ， 同 时 又 能 向 _ _ 逆 _ 反 __ 应 ___方向
进行的反应。
同时
(2)特点：不能进行到底，正、逆反应______进行；任一组分的转化率都
小于
______100%；反应物和生成物同时存在；化学方程式中用“ ”表示。
u2．化学平衡状态
相等
(1)定义：在一定条件下，当正、逆反应的速率______时，反应物和生成物的浓度均
保持不变，即体系的组成不随时间而改变，这表明该反应中物质的转化达到了“限
度”，这时的状态我们称之为化学平衡状态，简称化学平衡。考点 化学平衡状态
45
(2)建立过程
在一定条件下，把某一可逆反应的反应物加入固定容积的密闭容器中。反应过程如下：
减小
减小 增大
增大
以上过程可用下图表示：考点 化学平衡状态
45
(3)化学平衡状态的特征
化学平衡状态的特征可以概括为“逆”“等”“动”“定”和“变”。
①“逆”：化学平衡的研究对象必须是_ _ 可__逆_ _反应。
②“等”：化学平衡的本质是v(正)__＝_ _v ( 逆 ) _ _
≠
__0。
③“动”：化学平衡是_动__态__平__衡___，即处于化学平衡状态时，化学反应并没有停止，正反应
和逆反应仍在继续进行。
④“定”：达到化学平衡状态时，反应混合物中各组分的含量保持恒定。
⑤“变”：化学平衡是有条件的、相对的、暂时的，而“动”则是绝对的。当改变影响化
学平衡的条件(如温度、压强、浓度)时，原有的化学平衡状态会被破坏，直至在新的条件下
建立新的平衡状态。考点 化学平衡状态
45
u3．化学平衡状态的标志
(1)本质标志
①对于同种物质而言，消耗速率与生成速率__相__等__。
②对于不同的物质而言，一种物质所代表的正反应速率与另一种物质所代表的逆反应速
率之比等于二者在化学方程式中的__化_学__计_量__数____之比。
特征标志：可用体系中某组分的浓度、百分含量、体系的总物质的量、总压强、平
(2)
均相对分子质量、密度、颜色等来判断反应是否达到平衡状态。总之，达到平衡状态
就达到了一种相对静止状态，体系中任何物理量或外观特征都不再发生变化。考点 化学平衡状态
45
Ø考法1 化学平衡状态的判断方法 ★★★★★
u1．根据平衡状态的本质标志直接判断考点 化学平衡状态
45
u2．根据平衡状态的特征间接判断考点 化学平衡状态
45考点 化学平衡状态
45
例 [浙江2020年1月·29题节选]研究NO 之间的转化具有重要意义。
x
已知：N O (g) 2NO (g) ΔH>0
2 4 2
将一定量N O 气体充入恒容的密闭容器中，控制反应温度为T 。
2 4 1
下列可以作为反应达到平衡的判据是 A E (填序号)。
A．气体的压强不变
B．v (N O )＝2v (NO )
正 2 4 逆 2
C．K不变
D．容器内气体的密度不变
E．容器内颜色不变考点 化学平衡状态
45
【解析】A项，正反应是一个气体分子数增加的反应，气体的压强不变，说明各物质浓度
保持不变，反应达到平衡状态，正确；B项，v (N O )＝2v (NO )，说明正、逆反应速
正 2 4 逆 2
率不相等，反应没有达到平衡状态，错误；C项，该反应是在恒温下进行的，温度不变，
化学平衡常数K不变，则K不变不能说明反应达到平衡状态，错误；D项，由质量守恒定
律可知，反应前后气体质量不变，恒容容器的容积不变，密度始终不变，则容器内气体
的密度不变不能说明反应达到平衡状态，错误；E项，容器内颜色不变，说明NO 浓度保
2
持不变，反应达到平衡状态，正确。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
l 考点46 化学平衡常数及转化率的相关计算
Ø 考法2 化学平衡常数的理解和应用★★★★
Ø 考法3 化学平衡常数与转化率的计算★★★
Ø 考法4 等效平衡★★★★★考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
u1．化学平衡常数
(1)概念
在一定温度下，一个可逆反应达到化学平衡时，生成物浓度幂之积与反应物浓度
幂之积的__比_值___是一个常数，用符号K表示。
(2)表达式
对于一般的可逆反应：mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定温度下达到平
[cp（C）·cq（D）] / [cm（A）·cn（B）]
衡时：K＝____________________________________________。
【划重点】①代入平衡常数表达式中的浓度是平衡浓度，若代入任意时刻的浓度，则求
得浓度商(常用Q 表示)；②固体或纯液体的浓度视为常数，通常不计入平衡常数和浓度
c
商表达式中；③化学平衡常数表达式与具体的热化学方程式相对应，同一个化学反应，
用不同的热化学方程式表示时，其平衡常数表达式不同。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
(3)意义
平衡常数的大小反映了化学反应进行的程度，K值越大，表示反应进行得越_完__全___，反应物的平
衡转化率_ _ 越__大_ _； K 值 越 小 ， 表 示 反 应 进 行 得 越 _ _不__完__全__ ， 反 应 物 的 平 衡 转 化 率 _ _ 越__小_ _。一般
认为，K>_1__0_5__时，该反应进行得基本完全。
【划重点】K是表明化学反应限度的一个特征值，通常情况下只受温度影响。
u2．平衡转化率
(1)定义：平衡时某反应物已转化的物质的量与其初始的物质的量之比，用符号α表示。即：考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
(2)特点
①不同反应物的平衡转化率的值可能不同，所以转化率应针对具体的反应物
而言。
②在有多个反应物参与的化学反应中，增大某一反应物的浓度，可以增大其
他反应物的平衡转化率，而该反应物的平衡转化率减小。
③平衡转化率是指在一定条件下一个化学反应进行到最大限度时的转化率。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
Ø考法2 化学平衡常数的理解和应用★★★★
u1．化学平衡常数的理解
(1)化学平衡常数与化学方程式书写形式的关系
①对于同一可逆反应，正反应的平衡常数等于逆反应的平衡常数的倒数，即
②若化学方程式中的化学计量数等倍扩大或缩小，尽管是同一反应，平衡常数也会发
生改变。
③两反应加和得到的新反应，其化学平衡常数是两反应平衡常数的乘积；两反应相减
得到的新反应，其化学平衡常数是两反应平衡常数相除得到的商。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
如：对于反应
(2)化学平衡常数与平衡移动的关系
对于给定可逆反应，即使化学平衡发生移动，只要温度不变，平衡常数就不会改变，利用此规
律可以计算恒定温度下平衡移动后反应再次达到平衡时各物质的转化率等物理量。
u2．化学平衡常数的应用
(1)利用K值可以推测可逆反应进行的程度。
(2)利用K值可判断反应的热效应。若升高温度，K值增大，则正反应为吸热反应；若升
高温度，K值减小，则正反应为放热反应。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
(3)利用平衡常数的表达式确定化学方程式。根据平衡常数的书写原则确定出反应物、生成
物以及各物质在化学方程式中的化学计量数。
(4)利用平衡常数判断化学平衡状态及反应进行的方向。对于可逆反应
mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定温度下的任意时刻，通过浓度商(Q )与K值
c
相对大小的比较来确定反应是否达到平衡状态。
例
[全国Ⅲ2019·28题节选]Deacon发明的直接氧化法为：4HCl(g)＋
O (g)===2Cl (g)＋2H O(g)。如图为刚性容器中，进料浓度比c(HCl)∶c(O )分
2 2 2 2
别等于1∶1、4∶1、7∶1时HCl平衡转化率随温度变化的关系：考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
大于
可知反应平衡常数K(300 ℃)__ ______K(400 ℃)(填“大于”
或“小于”)。设HCl初始浓度为c ，根据进料浓度比
0
c(HCl)∶c(O )＝1∶1的数据计算
2
K(400 ℃)＝
_______________________________
(列出计算式)。按化学计量比进料可以保持反应物高转化率，
同时降低产物分离的能耗。进料浓度比c(HCl)∶c(O )过低、
2
过高的不利影响分别是
__ _ _ _ O __ 和 __ C _ l __ 分 _ 离 __ 能 __ 耗 __ 较 __ 高 _ 、 __ H _ C __ l转 __ 化 __ 率 __ 较 __ 低 _______。
2 2考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
【解析】由题图可知，当氯化氢与氧气的进料浓度比相同时，氯化氢的平衡转化率随着温度
升高逐渐减小，说明温度升高该反应的平衡向吸热的逆反应方向移动，正反应为放热反应，
由于放热反应的平衡常数随温度升高而减小，故K(300 ℃)大于K(400 ℃)。温度相同时，氯
化氢的平衡转化率随c(HCl)∶c(O )的增大而减小，据此可知400 ℃，c(HCl)∶c(O )＝1∶1时
2 2
氯化氢的平衡转化率为84%，起始时HCl和O 的浓度均为c ，列三段式：
2 0
4HCl(g)＋O (g) === 2Cl (g)＋2H O(g)
2 2 2
起始浓度 c c 0 0
0 0
变化浓度 0.84c 0.21c 0.42c 0.42c
0 0 0 0
平衡浓度 (1－0.84)c (1－0.21)c 0.42c 0.42c
0 0 0 0
进料浓度比c(HCl)∶c(O )过低，氧气过量，不利影响是氧气和氯气分离能耗较高；进料浓度比
2
c(HCl)∶c(O )过高，氯化氢过量，不利影响是氯化氢的转化率较低。
2考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
Ø考法3 化学平衡常数与转化率的计算★★★
如mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，令A、B起始物质的量浓度分别为a
mol·L－1、b mol·L－1，达到平衡后消耗A的物质的量浓度为mx mol·L－1。
mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)
c /(mol·L－1) a b 0 0
始
c /(mol·L－1) mx nx px qx
转
c /(mol·L－1) a－mx b－nx px qx
平
(1)反应物的平衡量＝起始量－转化量
(2)生成物的平衡量＝起始量＋转化量
(3)各物质浓度转化量之比等于它们在化学方程式中的化学计量数之比。浓度转化量是联系
化学方程式、平衡浓度、起始浓度、转化率、化学反应速率的桥梁，因此抓住浓度转化量
是解题的关键。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
【划重点】平衡常数(K)表达式中，若用平衡时各气体的分压代替其平衡浓度，得到平衡
常数： ，其中分压＝总压×气体的物质的量分数。
①反应物的转化率＝ ×100%(反应前后体积相同)考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
②平衡时混合物组分的百分含量＝ ×100%
[全国Ⅰ2020·28题节选]硫酸是一种重要的基本化工产品。接触法制
例
硫酸生产中的关键工序是SO 的催化氧化：
2
回答下列问题：
(1)当SO (g)、O (g)和N (g)起始的物质的量分数分别为7.5%、10.5%和82%时，在0.5 MPa、
2 2 2
2.5 MPa和5.0 MPa压强下，SO 平衡转化率α随温度的变化如图甲所示。反应在5.0 MPa、
2
550 ℃时的α＝__0_._9_7_5__，判断的依据是
__该__反__应__气__体__分__子__数__减__少__，__增__大__压__强__，__α_提__高__。__5__.0_ _M_P__a_>_2_._5_ M__P_a__＝__p__，__所__以__p__＝__5_._0_ M__P_a___。
2 1
影响α的因素有_______温__度__、_压__强_和__反__应_物__的__起_始__浓_度__(_组_成__)_______________________。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
(2)将组成(物质的量分数)为2m%SO (g)、m%O (g)和q% N (g)的气体通入反应器，在温
2 2 2
度t、压强p条件下进行反应。平衡时，若SO 转化率为α，则SO 压强为
2 3
_________________，
平衡常数K ＝ (以分压表示，分压＝总压×物质的量分数)。
p
__________________________
(3)研究表明，SO 催化氧化的反应速率方程为：
2考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
式中：k为反应速率常数，随温度t升高而增大；α为SO
2
平衡转化率，α′为某时刻SO 转化率，n为常数。在α′＝
2
0.90时，将一系列温度下的k、α值代入上述速率方程，得
到v～t曲线，如图乙所示。曲线上v最大值所对应温度称
为该α′下反应的最适宜温度t 。tt 后，v逐渐下降。原因是
m
升高温度，k增大使v逐渐提高，但α降低使v逐渐下降。
________________________________________________________
tt 后，
____m____________________________________m_____
k增大对v的提高小于α引起的降低
____________________________________________。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
【解析】
正反应是一个气体分子数减少的放热反应，增大压强可以使化学平衡向正反应方向移动，即
相同温度下，压强越大，SO 的平衡转化率越大，故在550 ℃、压强为5.0 MPa时，SO 的
2 2
平衡转化率一定高于相同温度、压强为2.5 MPa时SO 的平衡转化率，因此，p ＝5.0 MPa，
2 1
由图中数据可知，α＝0.975。影响α的因素就是影响化学平衡移动的因素，结合题中信息，
主要有反应物(SO 和O )的起始浓度、温度、压强等。
2 2
(2)设通入反应器的气体的物质的量为x mol，则SO 、O 和N 的物质的量分别为2m%x mol、
2 2 2
m%x mol和q%x mol，2m%＋m%＋q%＝100%，SO 的平衡转化率为α，列三段式如下：
2
起始量/mol 2m%x m%x 0
转化量/mol 2m%αx m%αx 2m%αx
平衡量/mol 2m%(1－α)x m%(1－α)x 2m%αx考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
【解析】考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
【解析】考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
Ø考法4 等效平衡★★★★★
u1．等效平衡的含义
在一定条件(恒温恒容或恒温恒压)下，同一可逆反应体系，不管是从正反应开始，
还是从逆反应开始，还是反应物和生成物同时投料，达到化学平衡状态时，任何相同组
分的百分含量(质量分数、物质的量分数、体积分数等)均相同，这样的化学平衡互称等
效平衡。
u2．对等效平衡的理解
(1)外界条件：通常可以是恒温恒容或恒温恒压。
(2)平衡状态只与始态有关，而与途径无关(如：无论反应从正反应方向开始，还是从逆反应
方向开始；投料是一次投放还是分成几次投放；反应容器经过扩大→缩小还是缩小→扩大
的过程)，只要外界条件及起始浓度相当，就能达到相同的平衡状态。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
u3．等效平衡的类型和特征
等效类型 ①(等比) ②(等同) ③(等比)
条件 恒温恒压 恒温恒容 恒温恒容
反应的特点 任何可逆反应 任何可逆反应 反应前后气体分子数相等
换算为化学方程式同一 换算为化学方程式
换算为化学方程式同一边物
起始投料 边物质；其“量”符合 同一边物质；其
质；其“量”符合同一比例
同一比例 “量”相同
质量分数(w) 相同 相同 相同
平
衡
浓度(c) 相同(气体) 相同 成比例
特
点
物质的量(n) 成比例 相同 成比例考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
u4．“中间法”构建等效平衡
(1)构建等温等容平衡思维模式(见图示)
新平衡体系可认为是两个原平衡体系简单的叠加并压缩而成，相当于增大压强。
(2)构建等温等压平衡思维模式(见图示)
新平衡状态可认为是两个原平衡状态简单的叠加，压强不变，平衡不移动。考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
[江苏2018·15，4分](双选)一定温度下，在三个容积相同的恒容密闭容器中按不
例
同方式投入反应物，发生反应2SO (g)＋O (g) 2SO (g)(正反应放热)，测得
2 2 3
反应的相关数据如下。下列说法正确的是( C D )
A．v K ，p >2p
1 2 2 1 1 3 2 3
C．v α (SO ) D．c >2c ，α (SO )＋α (SO )<1
1 3 1 2 3 2 2 3 2 3 3 2考点 化学平衡常数及转化率的相关计算
46
【解析】比较容器1、2，容器2中投料相当于容器1中的2倍，相当于容器2中起始压强
是1中的2倍，所以平衡时用2中各物质表示的反应速率均大于1中；由于2中压强大，更
有利于反应正向移动，故平衡时c >2c ，A错误。比较容器1、3，3中温度高，由正反
2 1
应放热可知，升高温度平衡向逆反应方向移动，平衡常数减小，所以K >K 比较容器2、
1 3;
3中投料， 2中投料相当于3中2倍，3中温度高，且平衡逆向移动，所以一定有p <2p ，
2 3
B错误。比较容器1、3，只有温度不同，3中温度高，反应速率快，则有v α (SO )，C正确。比较容器2、
2 1 2 3 2
3，2中投料相当于3中2倍，若建立相同平衡，则c ＝2c ，但2中压强大，温度低，有
2 3
利于反应向生成SO 的方向进行，则c >2c ；容器2、3分别从不同方向建立平衡，若建
3 2 3
立相同平衡则有α (SO )＋α (SO )＝1，但由于2中温度低、压强大，更利于反应向生
2 3 3 2
成SO 的方向进行，α (SO )减小，故α (SO )＋α (SO )<1，D正确。
3 2 3 2 3 3 2考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
l 考点47 化学平衡的移动和化学反应的方向
与调控
Ø考法5 化学平衡的影响因素和平衡移动★★★★★
Ø考法6 平衡转化率的分析与判断★★★★
Ø考法7 利用化学平衡常数判断化学反应的方向★★★★考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
u1．化学平衡的移动
(1)概念：在一定条件下，当可逆反应达到平衡状态后，如果改变反应条件，平衡状态
被破坏，平衡体系的物质组成也会随着改变，直至达到新的平衡状态。这种由原有的平
衡状态达到新的平衡状态的过程叫作化学平衡的移动。
(2)影响化学平衡的外界因素
在一定条件下，aA(g)＋bB(g) mC(g) ΔH＜0达到平衡后，若其他条件不变，改
变下列条件对平衡的影响如下：
改变的条件(其他条件不变) 化学平衡的移动
增大反应物浓度或减小生
向__正__反__应__方向移动
浓度 成物浓度
减小反应物浓度或增大生
向__逆__反__应__方向移动
成物浓度考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
增大压强 向气体总体积__减__小__的方向移动
a＋b≠m
压强(对于有气 减小压强 向气体总体积__增__大__的方向移动
体存在的反应)
a＋b＝m 改变压强 _______平__衡__不__移__动__ ________________
改变的条件(其他条件不变) 化学平衡的移动
升高温度 向__ 吸 ____热方向移动
温度
降低温度 向__放____热方向移动
催化剂 使用催化剂 ______平__衡__不__移__动_________
【划重点】压强对化学平衡的影响主要看改变压强是否引起反应物和生成物的浓度
发生变化，只有引起物质浓度变化才可能造成平衡移动。类似地，“惰性气体”对
化学平衡的影响，也取决于“惰性气体”的加入是否会引起物质浓度的变化。考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
①恒温恒容时
不变
不变 不发生
不变
减小 气体物质的量
增大的方向
(3)勒夏特列原理(平衡移动原理)
如果改变影响平衡的一个因素(如温度、压强及参加反应的物质的浓度)，平衡就向着能够减
弱这种改变的方向移动。考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
u2．化学反应的方向
(1)自发过程是指在一定条件下不需要借助外力就能自发进行的过程。
(2)反应焓变与反应方向
高能状态 低能状态
①焓判据：体系总是趋向于从 ______________ 转变为______________ ，这一经验规律就
是能量判据。
②多数自发反应是放热反应，但也有很多吸热反应能自发进行。因此，只根据焓变来
判断反应进行的方向是不全面的。
(3)反应熵变与反应方向
①熵：表示体系混乱或无序程度的物理量。
②熵值的大小判断：对于同一种物质，物质的量相等时，S(g)>S(l)>S(s)；对于同一
状态的同一物质，物质的量越大，熵值越大。
③反应熵变ΔS＝生成物总熵－反应物总熵。考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
混乱度小(有序) 混乱度大(无序)
④熵判据：自发过程的体系趋向于由______________转变为______________，导致体
系的熵增加，这一经验规律叫作熵增原理，也是反应进行方向的熵判据。
⑤熵增的过程具有自发进行的倾向，但是熵变不是决定反应能否自发进行的唯一因素。
(4)焓变与熵变对反应进行方向的共同影响
在等温、等压条件下的封闭体系中，化学反应的方向是由反应的焓变和熵变共同影响的
结果，反应方向的判据为ΔG＝ΔH－TΔS。当ΔG<0时，反应能自发进行；当ΔG＝0时，
反应处于平衡状态；当ΔG>0时，反应不能自发进行。
【划重点】
ΔS的单位为J·mol－1·K－1，ΔG的单位
为kJ·mol－1，过程的自发性只能用于判断过
程的方向，不能确定过程是否一定会发生和
过程发生的速率。考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
u3．化学反应的调控考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
Ø考法5 化学平衡的影响因素和平衡移动★★★★★
u1．判断化学平衡移动的一般思路考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
u2．应用上述规律分析问题时的注意事项
(1)不要把v(正)增大与平衡向正反应方向移动等同，只有当v(正)＞v(逆)时，平衡
才向正反应方向移动。
(2)改变固体或纯液体的量时，对平衡基本无影响。
(3)反应混合物中不存在气态物质时，改变压强对平衡无影响。
(4)不要把平衡向正反应方向移动与原料转化率的提高等同起来，增大一种反应物
的浓度，使平衡向正反应方向移动时，其他反应物的转化率提高，而该反应物的
转化率降低。
(5)同等程度地改变气体混合物中各物质的浓度时，可视为压强的影响。考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
[浙江2018年11月· 22，2分]已知2SO (g)＋O (g) 2SO (g) ΔH＝－197.8
2 2 3
例
kJ·mol－1。起始反应物为SO 和O (物质的量之比为2∶1，且总物质的量不变)。
2 2
SO 的平衡转化率(%)随温度和压强的变化如下表：
2
下列说法不正确的是( B )
A．一定压强下降低温度，SO 平衡转化率增大
2
B．在不同温度、压强下，转化相同物质的量的SO 所需要的时间相等
2
C．使用催化剂可以缩短反应达到平衡所需的时间
D．工业生产通常不采取加压措施是因为常压下SO 转化率已相当高
2考点 化学平衡的移动和化学反应的方向与调控
47
【解析】由表格数据及勒夏特列原理知，正反应放热，降低温度，平衡正向移
动，反应物SO 的转化率增大，A正确；由于在不同温度、压强下，化学反应速
2
率不一定相等，故转化相同物质的量的SO 所需要的时间不一定相等，B错误；
2
催化剂对化学平衡移动无影响，但可以缩短达到平衡所需时间，C正确；由图中
数据可知，1.01×105 Pa(常压)下，673 K、723 K、773 K时SO 的转化率分别为
2
99.2%、97.5%、93.5%，已经相当高，且加压后转化率升高并不明显，所以工业
上不通过加压提高转化率，D正确。考考点点 化化学学平平衡衡的的移移动动和和化化学学反反应应的的方方向向与调控
4477
Ø考法6 平衡转化率的分析与判断★★★★
u1．反应mA(g) nB(g)＋qC(g)的转化率分析
在T、V不变时，增加A的量，等效于加压，A的转化率与化学计量数有关。
u2．反应aA(g)＋bB(g) cC(g)＋dD(g)的转化率分析
(1)若反应物起始物质的量之比等于化学计量数之比，则任意时刻A、B的转化
率都相等。
(2)若只增加A的量，平衡正向移动，B的转化率提高，A的转化率降低。考考点点 化化学学平平衡衡的的移移动动和和化化学学反反应应的的方方向向与调控
4477
(3)若按原比例同倍数地增大(或减小)A、B的浓度，等效于加压(或减压)，气体反应物
的转化率与化学计量数有关。考考点点 化化学学平平衡衡的的移移动动和和化化学学反反应应的的方方向向与调控
4477
例
40%
3.56×104
BD考考点点 化化学学平平衡衡的的移移动动和和化化学学反反应应的的方方向向与调控
4477
【解析】考考点点 化化学学平平衡衡的的移移动动和和化化学学反反应应的的方方向向与调控
4477
动，对转化率没有影响，不符合题
意；B项，因该反应的正反应为吸热
反应，提高温度，平衡正向移动，
环戊烯的平衡转化率增大，符合题
意；C项，对于有两种反应物的可逆
反应，增加一种反应物的浓度，该
反应物的转化率减小，另一种反应
物的转化率增大，则增加环戊烯浓
度，其自身的转化率减小，不符合
题意；D项，由C项分析可知，增加
碘浓度，环戊烯的转化率增大，符
合题意。考考点点 化化学学平平衡衡的的移移动动和和化化学学反反应应的的方方向向与调控
4477
Ø考法7 利用化学平衡常数判断化学反应的方向★★★★
对于可逆反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，在一定温度下的任意时刻，通
过浓度商(Q )与K值相对大小的比较来确定反应进行的方向。
c第8章 水溶液中的离子反应
与平衡
演讲人：第1节 电离平衡
第2节 水的电离和溶液的PH
目 录 第3节 盐类的水解
CONTENTS
第4节 沉淀溶解平衡第 节 弱电解质的电离平衡
1
l 考点48 弱电解质的电离平衡
l 考点49 电离平衡常数及其应用考点 弱电解质的电离平衡
48
l 考点48 弱电解质的电离平衡
Ø 考法1 外界因素对电离平衡的影响★★★
Ø 考法2 强酸与弱酸的判断★★★
Ø 考法3 电解质溶液导电能力的大小比较★★考点 弱电解质的电离平衡
48
u1．强、弱电解质
完全
【注意】①BaSO 、AgCl
4
等难溶于水的盐是强电解
质，因为其溶于水的部分
的电离是完全的；②含有
羧基或酚羟基的有机物属
于弱电解质，如和
不完全考点 弱电解质的电离平衡
48
u2．电离
(1)定义
电离是电解质溶于水或熔融状态时，离解成_自__由__移__动_的__离__子__的过程。
【注意】电离过程不需要通电，且一般为吸热过程，不属于化学变化。
(2)电离方程式及其书写
①电离方程式：用化学式和离子符号来表示电解质的电离过程的式子。
②强电解质电离方程式的书写
完全电离，符号用“______”。例如：HCl===H＋＋Cl－、Ba(OH) ===Ba2＋＋2OH－。
===
2
③弱电解质电离方程式的书写
部分电离，符号用“______”。例如：HClO ClO－＋H＋。
(3)电离方程式书写的注意事项
①多元弱酸_分__步__ _电 离 ， 必 须 _ _分__步__书写电离方程式或只写第一步；多元弱碱也分步电离，
但可按一步电离写出。例如：考点 弱电解质的电离平衡
48
氢硫酸：H S H＋＋HS－，HS－ H＋＋S2－
2
Fe(OH) ：Fe(OH) Fe3＋＋3OH－
3 3
②强酸的酸式盐中酸式酸根离子完全电离，弱酸的酸式盐中酸式酸根离子不完全电离。例如：
NaHSO ：NaHSO ===Na＋＋H＋＋SO 2－(水溶液中)
4 4 4
NaHCO ：NaHCO ===Na＋＋HCO －
3 3 3
(同时存在HCO － H＋＋CO 2－)
3 3
【划重点】在熔融状态时，NaHSO 的电离方程式为
4
NaHSO ===Na＋＋HSO －
4 4
③复盐能完全电离，例如：
KAl(SO ) ：KAl(SO ) ===K＋＋Al3＋＋2SO 2－
4 2 4 2 4
④两性氢氧化物同时存在酸式电离和碱式电离，例如：
H＋＋AlO －＋H O Al(OH) Al3＋＋3OH－
2 2 3考点 弱电解质的电离平衡
48
u3．弱电解质的电离平衡
(1)电离平衡的建立
在一定条件(如温度、浓度等)下，当
_ _ _ 弱 __ 电 __ 解 __ 质 __ 分 __ 子 __ 电 __ 离 __ 成 __ 离 __ 子 __ 的 __ 速 __ 率 _______和___ 离 __ 子 __ 结 __ 合 __ 成 __ 弱 __ 电 __ 解 __ 质 __ 分 __ 子 __ 的 __ 速 __ 率 __ __相等时，
电离过程就达到平衡。只有弱电解质才存在电离平衡。电离平衡建立过程如图所示。考点 弱电解质的电离平衡
48
(2)电离平衡的特征
以弱电解质HB的电离为例：HB H＋＋B－。
a．温度：弱电解质电离吸热，温度升高，电离
平衡向___电__离___方向移动，HB的电离程度增大，
c(H＋)、c(B－)均__增__大__。
b．浓度：稀释溶液，电离平衡向___电_离____方向
移动，电离程度__增_大___，n(H＋)、n(B－)增大，
但c(H＋)、c(B－)均减小。
c．同离子效应：在弱电解质的溶液中，加入与
弱电解质具有相同离子的强电解质，弱电解质
电离平衡向__结__合__成_弱__电__解__质__的_ _方向移动，电离
(3)影响电离平衡的因素
程度__减__小__。
①影响电离平衡的内因：弱电解质本身的
d．加入能与电离出的离子反应的物质：弱电解
性质是决定电离平衡的主要因素。 质的电离平衡向___电__离___方向移动，电离程度
②外界条件对电离平衡的影响： __增_大___。考点 弱电解质的电离平衡
48
Ø考法1 外界因素对电离平衡的影响★★★
以醋酸溶液中存在的电离平衡CH COOH CH COO－＋H＋ ΔH＞0
3 3
为例，外界因素对电离平衡的影响见下表：
改变条件 平衡移动方向 n(H＋) c(H＋) c(CH COO－) c(CH COOH) 电离程度(α) 导电能力
3 3
加水稀释 向右 增大 减小 减小 减小 增大 减弱
加少量冰醋
向右 增大 增大 增大 增大 减小 增强
酸
通入HCl(g) 向左 增大 增大 减小 增大 减小 增强
加NaOH(s) 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强
加醋酸钠(s) 向左 减小 减小 增大 增大 减小 增强
加入镁粉 向右 减小 减小 增大 减小 增大 增强
升高温度 向右 增大 增大 增大 减小 增大 增强考点 弱电解质的电离平衡
48
[全国Ⅰ2015·13，6分]浓度均为0.10 mol·L－1、体积均为V的MOH和ROH溶液，
例 0
分别加水稀释至体积V，pH随lg 的变化如图所示。下列叙述错误的是( D )
A．MOH的碱性强于ROH的碱性
B．ROH的电离程度：b点大于a点
C．若两溶液无限稀释，则它们的c(OH－)相等考点 弱电解质的电离平衡
48
【解析】根据稀释100倍时MOH与ROH pH的变化值可知MOH为强碱， ROH为弱碱，
A正确；加水稀释促进弱电解质的电离， b点溶液是将a点溶液加水稀释10倍得到的，
故ROH的电离程度：b点大于a点， B正确；当两溶液无限稀释时，两溶液都接近中性，
则二者c(OH－)相等， C正确；当考点 弱电解质的电离平衡
48
Ø考法2 强酸与弱酸的判断★★★
判断强酸、弱酸的方法：
(1)浓度与pH的关系：测0.01 mol·L－1 HA溶液的pH，若pH＝2，则HA为强酸；若pH＞2，
则HA为弱酸。
(2)在相同浓度和温度的条件下，与同类型的强电解质的溶液做导电性对比实验。
(3)测定对应盐溶液的酸碱性。如CH COONa溶液呈碱性，则证明醋酸是弱酸。
3
(4)稀释前后的pH与稀释倍数的变化关系。如将pH＝2的某酸溶液稀释1 000倍，若稀释后溶
液的pH<5，则该酸为弱酸；若稀释后溶液的pH＝5，则该酸为强酸。
(5)利用实验证明存在电离平衡。如醋酸溶液中滴入紫色石蕊试液，溶液变红，再加
CH COONa固体，溶液红色变浅。
3
(6)测定等体积、等pH的HA溶液和盐酸分别与锌反应产生氢气的快慢，若反应过程中HA产生
氢气较快，则HA为弱酸。测定等体积、等浓度的HA溶液和盐酸分别与锌反应产生氢气的快慢，
若反应过程中HA产生氢气较慢，则HA为弱酸。考点 弱电解质的电离平衡
48
[全国Ⅰ 2017·28题节选]下列事实中，不能比较氢硫酸与亚硫酸的酸性强弱的是
例
____D____(填序号)。
A. 氢硫酸不能与碳酸氢钠溶液反应，而亚硫酸可以
B. 氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸
C. 0.10 mol·L－1的氢硫酸和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1
D. 氢硫酸的还原性强于亚硫酸
【解析】酸与盐发生复分解反应符合“强酸制弱酸”的反应规律，氢硫酸不能与NaHCO 溶
3
液反应，而亚硫酸可以，说明酸性：H S＜H CO ，H SO ＞H CO ，故酸性：H S＜H SO ，
2 2 3 2 3 2 3 2 2 3
A不符合题意；H S和H SO 都是二元酸，氢硫酸的导电能力低于相同浓度的亚硫酸，说明
2 2 3
H S的电离程度小于H SO ，故酸性：H S＜H SO ，B不符合题意；0.10 mol·L－1 的氢硫酸
2 2 3 2 2 3
和亚硫酸的pH分别为4.5和2.1，则亚硫酸中c(H＋)大于氢硫酸中c(H＋)，说明H S的电离程度
2
小于H SO ，故酸性：H S＜H SO ，C不符合题意；H S、H SO 的酸性强弱与其还原性强
2 3 2 2 3 2 2 3
弱无关，D符合题意。考点 弱电解质的电离平衡
48
Ø考法3 电解质溶液导电能力的大小比较★★
电解质溶液导电能力取决于自由移动离子的浓度和离子所带电荷数，自由移动离子
的浓度越大、离子所带电荷数越多，导电能力越强。
将冰醋酸、浓醋酸和稀醋酸加水稀释，其导电性随加水量的变化曲线如图：考点 弱电解质的电离平衡
48
例
[北京2016·11，6分]在两份相同的Ba(OH) 溶液中，分别滴入物质的量浓度相等
2
的H SO 、NaHSO 溶液，其导电能力随滴入溶液体积变化的曲线如图所示。下
2 4 4
列分析不正确的是( )
C
A. ①代表滴加H SO 溶液的变化曲线
2 4
B. b点，溶液中大量存在的离子是Na＋、OH－
C. c点，两溶液中含有相同量的OH－
D. a、d两点对应的溶液均显中性考点 弱电解质的电离平衡
48
【解析】向Ba(OH) 溶液中加入物质的量浓度相等的H SO 溶液和NaHSO 溶液，Ba(OH) 溶液与
2 2 4 4 2
H SO 发生反应的离子方程式为Ba2＋＋2OH－＋2H＋＋SO 2－===BaSO ↓＋2H O，整个过程溶液导
2 4 4 4 2
电能力变化分为两个阶段：生成BaSO 沉淀和H O，导电能力降低，恰好完全反应时，导电能
4 2
力最低；再向溶液中加入H SO 溶液，导电能力上升。Ba(OH) 和NaHSO 反应时溶液导电能力
2 4 2 4
变化分为三个阶段：首先发生反应的离子方程式为Ba2＋＋OH－＋H＋＋SO 2－===BaSO ↓＋H O，
4 4 2
因同时生成BaSO 沉淀和H O，导电能力降低较快，但OH－未完全中和；继续加入NaHSO 溶液，
4 2 4
只发生离子反应OH－＋H＋===H O，导电能力继续下降，但下降速度减慢，完全反应后，导电
2
能力最低；再加入NaHSO 溶液，导电能力上升。c点时，加入H SO 的溶液中Ba(OH) 已经被完
4 2 4 2
全中和，而加入NaHSO 的溶液中Ba(OH) 还未完全中和，故两溶液中OH－的量不同，C项错误。
4 2考点 电离平衡常数及其应用
49
l 考点49 电离平衡常数及其应用
Ø 考法4 电离平衡常数的影响因素及其应用★★★★
Ø 考法5 有关电离平衡常数的计算★★★★★
Ø 考法6 运用电离平衡常数判断溶液中离子浓度的
变化★★★★考点 电离平衡常数及其应用
49
u1. 电离平衡常数的概念
在一定条件下，当弱电解质的电离达到平衡时，溶液里各组分的浓度之间存在一定
的关系。对一元弱酸或一元弱碱来说，溶液中弱电解质电离所生成的各种离子浓度的乘
积，与溶液中未电离分子的浓度之比是一个常数，这个常数叫作电离平衡常数，简称电
离常数(通常用K 、K 分别表示弱酸、弱碱的电离平衡常数)。
a b
u2. 电离平衡常数表达式
(1)对于一元弱酸HA：
HA H＋＋A－，电离平衡常数K ＝
a
________________________________________________________________________。
(2)对于一元弱碱BOH：
BOH B＋＋OH－，电离平衡常数K ＝
b
________________________________________________________________________。
(3)对于多元弱酸，以H CO 为例：
2 3考点 电离平衡常数及其应用
49
【注意】多元弱酸溶液的
酸性主要由弱酸第一步电
离程度决定。
u3. 电离平衡常数的特点
(1)电离平衡常数只与__温_度___有关，与浓度无关；_ __升_高__温__度__ __，K增大。
(2)电离平衡常数反映弱电解质的相对强弱，K越大，表示弱电解质越易电离，对应的弱电
解质的酸性(或碱性)越强。
(3)多元弱酸的各级电离平衡常数的大小关系是K ≫ K ≫ K ……，故其酸性主要取决于第
1 2 3
一步电离。
(4)电离平衡常数表达式中各微粒的浓度是指此时溶液中的微粒的浓度，不一定全部是由
弱电解质电离出来的。考点 电离平衡常数及其应用
49
(5)电离平衡常数可以反映对应酸根离子结合H＋的能力。如K (H CO )>K (HClO)>K (HCO －)，
a 2 3 a a 3
则对应的酸根离子结合H＋的能力由强到弱的顺序为CO 2－>ClO－>HCO －。
3 3
u4. 电离度(α)
(1)定义：在一定温度下，一定浓度的弱电解质溶液中，弱电解质的电离达到平衡时，
已电离的弱电解质分子数 原有弱电解质分子数
__________________________占______________________的百分比。
(2)表达式：
α＝
_______________________________________×100%。
(3)意义：当温度与浓度一定时，对于不同的弱电解质，电离度越大，代表其电离出的离子越多，酸
(或碱)性越强。
【注意】弱电解质的电离度与浓度有关，同一种物质
浓度越大，电离度越小。考点 电离平衡常数及其应用
49
Ø考法4 电离平衡常数的影响因素及其应用★★★★
u1. 电离平衡常数的影响因素
对于同一弱电解质的稀溶液来说，电离平衡常数同化学平衡常数一样，不随浓度的
变化而变化，只随温度的升高而增大。
u2. 利用电离平衡常数判断电解质的相对强弱
(1)比较酸或碱的相对强弱时，必须在物质的量浓度、温度相同时比较。
(2)温度相同时，电离平衡常数越大，电离的程度越大，电解质溶液的酸性或碱性就越强。
例如，醋酸、碳酸和硼酸在298 K时的电离平衡常数分别是1.75×10－5、4.4×10－7(第一步
电离)和5.8×10－10，由此可知，醋酸、碳酸和硼酸的酸性依次减弱。考点 电离平衡常数及其应用
49
Ø考法5 有关电离平衡常数的计算★★★★★
u1. 根据弱酸溶液或弱碱溶液的pH计算其电离平衡常数，以弱酸
HX的电离平衡常数K为例。
【解】 HX H＋ ＋ X－
起始： c(HX) 0 0
平衡：c(HX)－c(X－) c(H＋) c(X－)[约等于c(H＋)]
若已知c(HX)和c(H＋) ，可求电离平衡常数。因弱酸电离很微弱，故c(H＋)
很小， c(HX)－c(H＋)≈c(HX) ，考点 电离平衡常数及其应用
49
u2. 酸 碱 中 和 滴 定 图 像 中 ， 根 据 选取c(X－)＝c(HX)的点，
则K ＝c(H＋)，可快速求出K 。
a a
例 [全国Ⅰ 2020·13 ， 6分]以酚酞为指示剂，用0.100 0 mol·L－1的NaOH溶液滴定20.00
mL未知浓度的二元酸H A溶液。溶液中， pH、分布系数δ随滴加NaOH溶液体积
2
V 的变化关系如图所示。[比如A2－的分布系数：
NaOH
下列叙述正确的是( C )
A. 曲线①代表δ(H A)，曲线②代表δ(HA－)
2
B. H A溶液的浓度为0.200 0 mol·L－1
2
C. HA－的电离常数K ＝1.0×10－2
a
D. 滴定终点时，溶液中c(Na＋)<2c(A2－)＋c(HA－)考点 电离平衡常数及其应用
49
【思路分析】读图知，曲线①代表的粒子的分布系数随着NaOH溶液的滴入逐渐减小，曲线
②代表的粒子的分布系数随着NaOH溶液的滴入逐渐增大。当加入40 mL NaOH溶液时，溶
液的pH发生突跃，二者恰好完全反应，由滴定反应计算c(H A)；没有加入NaOH溶液时，
2
0.100 0 mol·L－1二元酸H A溶液的pH近似为1，说明H A第一步完全电离、第二步部分电离：
2 2
H A===H＋＋HA－，HA－ H＋＋A2－，曲线①代表δ(HA－)，曲线②代表δ(A2－)。可以对
2
题图进行如下分析：考点 电离平衡常数及其应用
49
【解析】根据思路分析，曲线①代表δ(HA－) ，曲线②代表δ(A2－) ， A错误；当加入40.00
mL
NaOH溶液时，溶液的pH发生突跃，说明酸碱恰好完全反应，结合思路分析，根据反
应2NaOH＋H A===Na A＋2H O ， c(H A)＝
2 2 2 2
B错误；曲线①与曲线②的交点存在等量关系：δ(HA－)＝δ(A2－) ，则c(HA－)＝c(A2－) ，此时
加入的V ＝25 mL ，对应滴定曲线上pH＝2.0 ，则c(H＋)＝10－2 mol·L－1 ， HA－的电离平衡
NaOH
常数
正确；用酚酞作指示剂，酚酞变色的pH范围为8.2～10，说明滴定终点时溶液呈碱性，即
c(OH－)＞c(H＋)，溶液中存在电荷守恒：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(A2－)＋c(HA－)＋c(OH－)，则
c(Na＋)＞2c(A2－)＋c(HA－)，D错误。考点 电离平衡常数及其应用
49
Ø 考法6 运用电离平衡常数判断溶液中离子浓度的变化★★★★
判断时常用“凑常数”法，即将离子浓度比值中的分子、分母同时乘或除以某种离子
的浓度，将其转化为某个常数与某一种离子浓度的关系。例如常温下向CH COOH溶液中
3
滴加相同浓度的氨水，要判断在滴加过程中溶液中 的变化情况，可以利用
NH3·H2O的电离平衡常数
因滴入氨水的过程中c(OH－)一直增大，而温度不变，
K
不变，则
b第 节 水的电离和溶液的酸碱性
2
a
l 考点50 水的电离平衡及影响因素
l 考点51 溶液的酸碱性及pH相关计算考点 水的电离平衡及影响因素
50
l 考点50 水的电离平衡及影响因素
Ø 考法1 影响水的电离平衡的因素及结果判断★★★
Ø 考法2 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的相关计算★★★考点 水的电离平衡及影响因素
50
u1. 水的电离
(1)水是一种弱电解质，其电离方程式为H O H＋＋OH－，纯水中c(H＋)__＝__c(OH－)。
2
(2)水的离子积
①表达式：25 ℃时，K ＝c(H＋)·c(OH－)＝_1_.0_×__10_－_1_4__。
w
100 ℃时，K ＝c(H＋)·c(OH－)＝1.0×10－12，表达式中的c(H＋)和c(OH－)都指溶液中H＋和
w
OH－的总浓度。
②适用范围：K 适用于纯水、稀的电解质(酸、碱、盐)水溶液，不适用于含水很少的物质
w
(如浓硫酸)。
③影响因素：K 只与__温__度_ _有 关 ， 恒 温 时 ， K _ 不__变__ _； 升 温 时 ， 水 的 电 离 程 度 _ _增_大___(因
w w
为电离过程一般为吸热过程)，K _增__大___。
w
(3)理解水的电离要注意以下两点：
①水的电离是吸热过程，升高温度，水的电离平衡向电离方向移动，c(H＋)和c(OH－)都增
大，故K 增大，但纯水仍呈中性；对于K ，若未注明温度，一般认为是在常温下(25 ℃)。
w w考点 水的电离平衡及影响因素
50
②在酸、碱的水溶液中，水电离出的c(H＋)与c(OH－)始终是_ _相_等___的，有时需要忽略某一种，
但越少越不能忽略，如酸溶液中c(OH－)很小，但这完全是由水电离出来的，不能忽略；同理，
碱溶液中的c(H＋)也不能忽略。
(4)影响水的电离平衡的因素
①温度：升高温度，水的电离平衡_ _正_向__ _ 移 动 ； 降 低 温 度 ， 水 的 电 离 平 衡 _ _逆_向___移动。
②加入酸(或碱)：加入酸(或碱)，_抑__制__ _水 的 电 离 ， 平 衡 _ _逆_向__移动。
③加入可与水反应的活泼金属：加入可与水反应的活泼金属，_促__进__ _水 的 电 离 ， 平 衡 _ _正_向__ _移动。
④加入可水解的离子(弱酸阴离子或弱碱阳离子)：_ _ 促__进_ _ 水 的 电 离 ， 平 衡 _正__向___移动。
u2. 酸、碱溶液中水的离子积的表示方法
(1)如果溶液为酸溶液，水的电离受到抑制，电离程度非常微弱，那么溶液中H＋可视为是酸电
离出来的，例如：
HA H＋＋A－ K ＝c (H＋)·c (OH－)
w 酸 水考点 水的电离平衡及影响因素
50
(2)如果溶液为碱溶液，水的电离受到抑制，电离程度非常微弱，那么溶液中OH－可视为是
碱电离出来的，例如：
ROH OH－＋R＋ K ＝c (H＋)·c (OH－)
w 水 碱
【注意】(1)溶液中的H＋浓度与水电离的H＋浓度区别：
①酸溶液中：c (H＋)＝c (H＋)＋c (H＋)≈c (H＋)；
溶液 酸 水 酸
②碱溶液中：c (H＋)＝c (H＋)。
溶液 水
(2)溶液中的OH－浓度与水电离的OH－浓度区别：
①碱溶液中：c (OH－)＝c (OH－)＋c (OH－)≈c (OH－)；
溶液 碱 水 碱
②酸溶液中：c (OH－)＝c (OH－)。
溶液 水考点 水的电离平衡及影响因素
50
Ø考法1 影响水的电离平衡的因素及结果判断★★★
外界条件改变对水的电离平衡的影响如下表：
电离
溶液中c(H＋) 溶液中c(OH－) pH 溶液的酸碱性 K
w
平衡
升高温度 右移 增大 增大 减小 中性 增大
加入 加酸 左移 增大 减小 减小 酸性 不变
酸碱 加碱 左移 减小 增大 增大 碱性 不变
加入 Na CO 右移 减小 增大 增大 碱性 不变
2 3
盐 NH Cl 右移 增大 减小 减小 酸性 不变
4
加入金属Na 右移 减小 增大 增大 碱性 不变考点 水的电离平衡及影响因素
50
一定温度下，水溶液中H＋和OH－的浓度变化曲线如图，下列说法正确的是( C )
例
A. 升高温度，可能引起由c向b的变化
B. 该温度下，水的离子积常数为1.0×10－13
C. 该温度下，加入FeCl 可能引起由b向a的变化
3
D. 该温度下，稀释溶液可能引起由c向d的变化
【解析】升高温度时，水的电离平衡右移，c(H＋)和c(OH－)均增大，K 随之增大，而c和b对
w
应的K 相等，A错误；K ＝c(OH－)·c(H＋)，该温度下K ＝1.0×10－14，B错误；加入FeCl ，
w w w 3
Fe3＋发生水解：Fe3＋＋3H O Fe(OH) ＋3H＋，使溶液由中性变为酸性，且K 不变，C
2 3 w
正确；溶液呈碱性，稀释时，c(OH－)减小，因温度不变，K 不变，所以c(H＋)增大，由图像
w
可知，c点溶液中c(OH－)>c(H＋)，故不可能从c点变到d点，D错误。考点 水的电离平衡及影响因素
50
Ø 考法2 水电离出的c(H＋)或c(OH－)的相关计算★★★
u1. 水电离出来的c(H＋)与c(OH－)始终相等。
u2. 当水的电离受到抑制时(如酸或碱溶液)，c(H＋)、c(OH－)中较
小的是水电离出来的。具体见下表：考点 水的电离平衡及影响因素
50
u3.当水的电离受到促进时(如盐的水解)，c(H＋)、c(OH－)中较大的
是水电离出来的。具体见下表：考点 水的电离平衡及影响因素
50
例
常温时，纯水中由水电离出的c(H＋)＝a mol·L－1，pH＝1的盐酸中由水电离
出的c(H＋)＝b mol·L－1，0.1 mol·L－1的盐酸与0.1 mol·L－1的氨水等体积混合后，
由水电离出的c(H＋)＝c mol·L－1，则a、b、c的关系正确的是( B )
A. a＞b＝c B. c＞a＞b C. c＞b＞a D. b＞c＞a
【解析】常温时，纯水中由水电离出的c(H＋)＝a mol·L－1，pH＝1的盐酸中由水电离出
的c(H＋)＝b mol·L－1，盐酸抑制水的电离，所以b＜a；0.1 mol·L－1的盐酸与0.1 mol·L
－1的氨水等体积混合后，生成氯化铵溶液，铵根离子水解促进水的电离，由水电离出的
c(H＋)＝c mol·L－1，则c＞a，故a、b、c的大小关系是c＞a＞b，B正确。考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
l 考点51 溶液的酸碱性及pH相关计算
Ø 考法3 溶液pH的计算★★★★★考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
u1. 溶液的酸碱性
溶液的酸碱性取决于c(H＋)与c(OH－)的相对大小，具体内容见下表：
＞
＝
＜考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
u2. pH
(1)定义式：pH＝_ － __lg_ _ c _ (H __ ＋ _ ) _。
(2)pH的意义：pH表示溶液酸碱性的强弱。在相同温度下，pH越小，溶液酸性越强；
pH越大，溶液碱性越强。
【划重点】①测溶液pH时，pH试
(3)常温下，pH与溶液中c(H＋)的关系
纸不能事先用蒸馏水润湿，否则待
测液会被稀释，可能产生误差；
②用广范pH试纸读出的pH只能是
整数；
③有强氧化性或漂白性的物质不能
【注意】c(H＋)＞1 mol·L－1时不再用pH表示。 用pH试纸测量其pH，如NaClO溶
液，可以用 pH 计。
(4)pH的测量
pH试纸使用方法：把小片试纸放入干燥、洁净的表面皿中，用干燥、洁净玻璃棒蘸取待
测液点在pH试纸上，变色后与标准比色卡对照，读取溶液的pH。考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
Ø考法3 溶液pH的计算★★★★★
u1. 单一溶液pH的计算
(1)强酸溶液pH的计算(以H A为例)
n
若H A的浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝nc mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝－lg nc。
n
(2)强碱溶液pH的计算[以B(OH) 为例]
n
若B(OH) 的浓度为c mol·L－1，c(H＋)＝ mol·L－1，pH＝－lg c(H＋)＝14＋lg
n
nc(温度为25 ℃时)。
u2. 混合型(多种溶液混合)
(1)强酸和强酸混合考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
(2)强碱和强碱混合
(3)强酸、强碱溶液混合：H＋＋OH－===H O(抵消法)。
2
强酸和强碱发生中和反应，根据强酸和强碱的用量不同，主要有“完全型”和“过量
型”两种类型，分恰好中和、强酸过量和强碱过量三种情况。
①恰好中和：反应后得到的是强酸强碱盐，溶液呈中性，pH＝7(温度为25 ℃时)。
②强酸过量：首先要计算出剩余的c(H＋)，然后再根据定义式计算溶液的pH。
③强碱过量：首先要计算出剩余的c(OH－)，然后通过K 计算出溶液中的c(H＋)，最后根据
w
定义式计算溶液的pH。考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
(4)强酸(pH )与强碱(pH )混合至中性时，二者的体积与pH的关系如下(温度为25 ℃时)：
酸 碱
若pH ＋pH ＝14，浓度相等，V ∶ V ＝1 ∶ 1；
酸 碱 酸 碱
若pH ＋pH ＞14，碱浓度大，V ∶ V ＝10pH ＋pH －14 ∶ 1；
酸 碱 酸 碱 酸 碱
若pH ＋pH ＜14，酸浓度大，V ∶ V ＝ 1 ∶ 1014－pH －pH 。
酸 碱 酸 碱 酸 碱
u3. 稀释型(指单一溶质加水稀释或相当于水的稀释作用)
一般计算公式：c V ＝c V ，据此求出稀释后酸或碱的物质的量浓度。
1 1 2 2
温度为25 ℃时，酸或碱溶液稀释后，其pH都向7靠近，变化情况如下表：考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
原pH 稀释10n倍后 注意
强酸 a pH＝a＋n
①a＋n<7，即酸性溶液不可能稀释成
强碱 b pH＝b－n
碱性；②b－n>7，即碱性溶液不可能
弱酸 a a＜pH＜a＋n
稀释成酸性；③无限稀释可看作中性
弱碱 b b－n＜pH＜b
【特殊技巧】掌握“稀释1倍速算法”。即：
强酸稀释1倍后，pH ＝pH ＋0.3；
稀 浓
强碱稀释1倍后，pH ＝pH －0.3。
稀 浓考点 溶液的酸碱性及 相关计算
51 pH
例
C
【解析】第 节 盐类的水解
3
l 考点52 盐类水解及其应用
l 考点53 粒子浓度大小的比较考点 盐类水解及其应用
52
l 考点52 盐类水解及其应用
Ø 考法1 盐类水解程度大小比较的规律★★★
Ø 考法2 酸式盐溶液酸碱性的判断★★★★★
Ø 考法3 盐类水解的应用★★★★★考点 盐类水解及其应用
52
u1. 盐类水解的实质和特点
定义：在盐溶液中，盐电离出的离子与水电离出的_H__＋_或__O__H_－__ 结 合 生 成 _ _ _ 弱__电__解__质__ __的反应。
(1)实质
在水溶液中，盐电离出的弱酸阴离子与H＋结合(或弱碱阳离子与OH－结合)破坏了水的电离平
衡，水的电离程度_增__大___，c(H＋)≠c(OH－)，使溶液呈碱性(或酸性)。
(2)特点
①__可__逆__ ； ② _ _吸__热__ ； ③ _ 微__弱___(顺序可调)。
u2. 盐类水解的规律
有弱才水解，无弱不水解；都弱都水解，越弱越水解；谁强显谁性，同强显中性。
u3. 盐类水解的离子方程式的书写
(1)书写形式：盐类水解程度一般很小，水解时通常不生成沉淀和气体，书写水解的离
子方程式时，一般用“ ”连接，产物不标“↑”或“↓”。考点 盐类水解及其应用
52
(2)书写规律
①多元弱酸的酸根离子的水解_ _分_步__ _ 进 行 ， 以 __第__一_步___为主，如CO 2－水解的离子方程式：
3
CO 2－＋H O HCO － ＋OH－(主要)、HCO －＋H O H CO ＋OH－(次要)。
3 2 3 3 2 2 3
②多元弱碱阳离子的水解方程式书写时_一__步___完成，如Fe3＋水解的离子方程式：
Fe3＋＋3H O Fe(OH) ＋3H＋。
2 3
③能完全水解的离子组合(阴、阳离子同时水解，且互相促进)，由于水解程度较大，书写时要
用“===”“↑”“↓”等，如NaHCO 溶液与AlCl 溶液混合后反应的离子方程式：Al3＋＋
3 3
3HCO －===Al(OH) ↓ ＋3CO ↑。
3 3 2
【划重点】常见的能完全水解的离子组合有①Al3＋与CO 2－、HCO －、S2－、HS－、AlO －、
3 3 2
SiO 2－等；②Fe3＋与CO 2－、HCO －、AlO －、SiO 2－等；③NH ＋与AlO －、SiO 2－。
3 3 3 2 3 4 2 3
u4. 盐类水解的影响因素
(1)内因
主要因素是盐本身的性质，对应的酸(或碱)越__弱__，其弱
酸阴离子(或弱碱阳离子)的水解程度越大，则盐溶液的碱性(或酸性)越强。即越__弱__越水解。考点 盐类水解及其应用
52
(2)外因
外界因素对水解平衡的影响可简单记忆为：
越热越水解，越稀越水解，加酸碱抑制或促进水解。
以NH ＋＋H O NH ·H O＋H＋为例分析外界因素对水解平衡的影响：
4 2 3 2
①加热 ②加水 ③通NH ④加NH Cl ⑤通HCl ⑥加NaOH
3 4
c(NH ＋) 减___小_ 减小 _增__大_ 增大 增__大__ 减小
4
c(NH ·H O) 增___大_ 减小 增__大__ _增__大_ 减__小__ 增大
3 2
c(H＋) 增大 减__小__ 减小 增大 增大 减小
c(OH－) 减小 增__大__ 增大 减小 减小 增大
pH 降低 升__高__ 升高 降低 降低 升高
水解程度 增___大_ 增__大__ _减__小_ 减__小__ 减__小__ 增__大__考点 盐类水解及其应用
52
u5. 水解常数Kh及Kh与电离常数Ka的关系
如CH COO－＋H O CH COOH＋OH－
3 2 3
________________
同 理 可 推 导 出 ， 对 于 强 酸 弱 碱 盐 M C l ， 因此，弱酸的酸性或弱碱的碱性越弱，电
离常数越小，其所生成的盐的水解常数就越大。水解平衡常数只与__温_度___有关，温度越高，
水解平衡常数__越_大___。
【 划 重 点 】 对 于 N a C O 溶 液 ， C O 2 － 水 解 平 衡 常 数 对于NaHCO 溶液， HCO －
2 3 3 3 3
水解平衡常数 Ka1>Ka2，故Na CO 的水解常数大于NaHCO 的水解常数。
2 3 3考点 盐类水解及其应用
52
Ø 考法 盐类水解程度大小比较的规律★★★
1
u1. 组成盐的弱碱阳离子水解使溶液显酸性，组成盐的弱酸阴离子水解
使溶液显碱性。
u2. 盐对应的酸(或碱)越弱，盐的水解程度越大，溶液碱性(或酸性)越强。
u3. 多元弱酸的酸根离子比酸式酸根离子的水解程度大得多。如相同浓度
时，CO 2－比HCO －的水解程度大。
3 3
u4. 水解程度大小比较：相互促进水解的盐>单水解的盐>相互抑制水解的
盐。如相同浓度时，NH ＋的水解程度：
4
(NH ) CO >(NH ) SO >(NH ) Fe(SO ) 。
4 2 3 4 2 4 4 2 4 2考点 盐类水解及其应用
52
常温下，0.1 mol·L－1的CH COONa溶液、NaHCO 溶液、Na CO 溶液、苯酚钠溶液、
3 3 2 3
NaAlO 溶液的pH由小到大的排列顺序为
2
_____________________________________________________________________。
【解】考点 盐类水解及其应用
52
例
[浙江2018年4月·4，2分]下列物质溶于水后溶液显酸性的是( C )
A. KCl
B. Na O
2
C. NH Cl
4
D. CH COONa
3
【解析】KCl水溶液显中性，A不符合题意；Na O与水反应生成NaOH，溶液显碱性，
2
B不符合题意；NH Cl是强酸弱碱盐，在水溶液中发生水解，使溶液显酸性，C符合题
4
意；CH COONa是强碱弱酸盐，在水溶液中发生水解，使溶液显碱性，D不符合题意。
3考点 盐类水解及其应用
52
Ø 考法 酸式盐溶液酸碱性的判断★★★★★
2
判断酸式盐的水溶液的酸碱性要看该盐的构成微粒的实际表现。
(1)强酸的酸式盐只电离，不水解，溶液一定显酸性，如：
NaHSO === Na＋＋H＋＋SO 2－
4 4
(2)弱酸的酸式盐溶液的酸碱性，取决于酸式酸根离子的电离程度和水解程度的相对大小。
①电离程度小于水解程度，溶液显碱性，如NaHCO 溶液中：
3
HCO － H＋＋CO 2－(次要) HCO －＋H O H CO ＋OH－(主要)
3 3 3 2 2 3
使c(OH－)＞c(H＋)，溶液显碱性。 同理NaHS溶液、Na HPO 溶液显碱性。
2 4
②电离程度大于水解程度，溶液显酸性，如NaHSO 溶液中：
3
HSO － H＋＋SO 2－(主要) HSO －＋H O H SO ＋OH－(次要)
3 3 3 2 2 3
使c(H＋)＞c(OH－)，溶液显酸性。 同理NaH PO 溶液显酸性。
2 4考点 盐类水解及其应用
52
【拓展】可以用电离平衡常数与水解平衡常数的大小关系判断弱酸的酸式盐溶液的酸
碱性，以HCO －为例，已知
3
电离方程式：
HCO － H＋＋CO 2－
3 3
只需比较K 和 的大小即可判断弱酸的酸式盐溶液的酸碱性。
a2
【注意】涉及H PO －和HPO 2－时，应根据平衡常数表达式判断比较的是哪一步电
2 4 4
离平衡常数。考点 盐类水解及其应用
52
Ø 考法 盐类水解的应用★★★★★
3
应用 举例
FeCl 溶液呈酸性，原因是Fe3＋发生水解反应：
3
判断溶液的酸碱性
Fe3＋＋3H O Fe(OH) ＋3H＋
2 3
配制CuSO 溶液时，加入少量稀硫酸，防止Cu2＋水解；
4
配制或贮存易水解的盐溶液 保存Na CO 等碱性溶液不能用磨口玻璃塞；保存NH F溶
2 3 4
液不能用玻璃瓶
MgCl 、AlCl 溶液直接蒸干灼烧时的产物分别为MgO、
2 3
判断盐溶液蒸干产物
Al O (对应的氧化物)
2 3
制备Fe(OH) 胶体的离子反应：
3
胶体的制备
△
Fe3＋＋3H O Fe(OH) (胶体)＋3H＋
2 3
除去MgCl 溶液中的Fe3＋，可在加热搅拌的条件下加入镁
2
物质的提纯
粉或MgO或Mg(OH) 或MgCO 或Mg (OH) CO
2 3 2 2 3考点 盐类水解及其应用
52
NH Cl溶液中加入镁粉产生H ，原理是
4 2
判断反应能否进行
2NH Cl＋Mg＋2H O===MgCl ＋2NH ·H O＋H ↑
4 2 2 3 2 2
Al3＋与AlO －、CO 2－、HCO －、S2－等因发生相互促进的水解
2 3 3
离子共存的判断
反应而不能大量共存
明矾可作净水剂，原理为
作净水剂
Al3＋＋3H O Al(OH) (胶体)＋3H＋
2 3
化肥的施用 铵态氮肥与草木灰不可以混用
纯碱溶液温度越高，去污能力越强：
纯碱去油污
CO 2－＋H O HCO －＋OH－，加热促进水解，c(OH－)增大
3 2 3
泡沫灭火器中使用的是Al (SO ) 溶液和NaHCO 溶液，两者混
2 4 3 3
合时，发生双水解反应：Al3＋＋3HCO －===Al(OH) ↓＋
3 3
泡沫灭火器原理
3CO ↑，直至水解完全，生成气体使灭火器内压强增大，CO 、
2 2
H O、Al(OH) 一起喷出覆盖在着火物质上使火焰熄灭
2 3考点 盐类水解及其应用
52
【注意】判断盐溶液蒸干灼烧时所得产物：考点 盐类水解及其应用
52
例 [全国Ⅱ2016·13，6分]下列实验操作能达到实验目的的是( D )
选项 实验目的 实验操作
将NaOH浓溶液滴加到
A 制备Fe(OH) 胶体
3 饱和FeCl 溶液中
3
由MgCl 溶液制备
B 2 将MgCl 溶液加热蒸干
无水MgCl 2
2
除去Cu粉中混有的 加入稀硝酸溶液，过滤、
C
CuO 洗涤、干燥
比较水与乙醇中氢 分别将少量钠投入到盛
D
的活泼性 有水和乙醇的烧杯中考点 盐类水解及其应用
52
【解析】向沸水中滴入几滴饱和FeCl 溶液，继续煮沸即可制得Fe(OH) 胶体，将NaOH浓
3 3
溶液滴加到饱和FeCl 溶液中将得到Fe(OH) 沉淀，A错误；MgCl 是强酸弱碱盐，因
3 3 2
MgCl 溶液水解产生的HCl受热易挥发，导致MgCl 的水解程度增大，所以由MgCl 溶液制
2 2 2
备无水MgCl 时要在HCl气流中加热蒸干，B错误；铜能够与稀硝酸反应，因此除去Cu粉中
2
混有的CuO应该用稀盐酸，C错误；乙醇是非电解质，水是弱电解质，能够电离出少量的H
＋，分别将少量钠投入到盛有水和乙醇的烧杯中，钠在水中反应剧烈，而钠在乙醇中反应平
缓，说明水中的氢比乙醇中的氢更活泼，D正确。考点 粒子浓度大小的比较
53
l 考点53 粒子浓度大小的比较
Ø 考法4 盐溶液中粒子浓度大小的比较★★★★★考点 粒子浓度大小的比较
53
u1. 一般思路
单一溶液→考虑电离、水解过程；
【注意】若要求比较溶液中所有微粒浓度的大小，
混合溶液→考虑反应后溶液的物质组成。
不能忽略水的电离。如H CO 溶液中：
2 3
c(H CO )>c(H＋)>c(HCO －)>c(CO 2－)>c(OH－)，c(H
2 3 3 3
＋)>c(HCO －)的原因是水和HCO －还会电离产生H＋。
u2. 两个“微弱” 3 3
(1)电离过程的“微弱”
弱电解质发生电离的粒子的浓度__ 大 _ 于 ___电离生成的粒子的浓度，如H CO 溶液中：
2 3
c(H CO )＞c(HCO － )＞c(CO 2－)(多元弱酸第一步电离程度远远大于第二步电离程度)。
2 3 3 3
(2)水解过程的“微弱”
发生水解的粒子的浓度__大__于__水解生成的粒子的浓度，如Na CO 溶液中：c(CO 2－)＞
2 3 3
c(HCO － )＞c(H CO )(多元弱酸酸根离子的水解以第一步为主)。
3 2 3考点 粒子浓度大小的比较
53
u3.“三个守恒”
(1)电荷守恒
电荷守恒是指溶液必须保持__ 电 _ 中 __ 性 ___，即溶液中全部阳离子所带电荷的总浓度等于全
部阴离子所带电荷的总浓度。如NaHCO 溶液中：
3
c(Na＋)＋c(H＋)＝c(HCO － )＋2c(CO 2－)＋c(OH－)。
3 3
【注意】c(CO 2－)的化学计量数为2，是因为每个CO 2－带2个单位的负电荷。
3 3
(2)物料守恒
物料守恒也就是_ _ 元 _ 素 ___守恒，变化前后某种元素的原子个数守恒。如0.1 mol·L－1 NaHCO
3
溶液中：c(Na＋)＝c(HCO － )＋c(CO 2－)＋c(H CO )＝0.1 mol·L－1。
3 3 2 3考点 粒子浓度大小的比较
53
(3)质子守恒
任何水溶液中水电离出的H＋和OH－的量总是相等的。若水电离出的H＋或OH－与其他离子结合，
或者有其他离子电离出H＋或OH－，则要考虑其影响。如在NaHCO 溶液中，
3
HCO －＋H O H CO ＋OH－，HCO － CO 2－＋H＋，溶液中的H＋既有由水电离出的，
3 2 2 3 3 3
还有由HCO －电离出的，故存在：
3
c(H＋)＝c(OH－)－c(H CO )＋c(CO 2－)。
2 3 3
书写质子守恒式时，也可以先写出NaHCO 溶液中存在的电荷守恒式和物料守恒式，两式联立
3
消除c(Na＋)，即可得质子守恒式。
【注意】应用上述三种守恒，应先判断溶液中有哪些微粒，弱酸的酸式酸根离子既
要考虑其电离产物又要考虑其水解产物。考点 粒子浓度大小的比较
53
Ø 考法 盐溶液中粒子浓度大小的比较★★★★★
4
粒子浓度大小比较的几种情况：
(1)二元弱酸溶液
例：H S溶液中的离子浓度大小关系：c(H＋)>c(HS－)>c(S2－)>c(OH－)。
2
规律：显性离子>一级电离出的离子>二级电离出的离子>水电离出的另一种离子(溶液显
酸性时，显性离子为H＋；溶液显碱性时，显性离子为OH－)。
(2)一元弱酸(或弱碱)的盐溶液
例：CH COONa溶液中的离子浓度大小关系：c(Na＋)>c(CH COO－)>c(OH－)>c(H＋)；
3 3
NH Cl溶液中的离子浓度大小关系：c(Cl－)>c(NH ＋)>c(H＋)>c(OH－)。
4 4
规律：不水解离子>水解离子>显性离子>水电离出的另一种离子。
【特别提醒】如果溶液中只存在四种离子时，一定要注意离
子浓度的大小排序是否遵循电荷守恒。考点 粒子浓度大小的比较
53
(3)二元弱酸的正盐溶液
例：Na CO 溶液中的离子浓度大小关系：
2 3
c(Na＋)>c(CO 2－)>c(OH－)>c(HCO －)>c(H＋)。
3 3
规律：不水解离子>水解离子>显性离子>二级水解离子>水电离出的另一种离子。
(4)二元弱酸的酸式盐溶液
例：NaHCO 溶液中的粒子浓度大小：
3
c(Na＋)>c(HCO －)>c(OH－)>c(H CO )>c(H＋)>c(CO 2－)；
3 2 3 3
NaHSO 溶液中的粒子浓度大小：
3
c(Na＋)>c(HSO －)>c(H＋)>c(SO 2－)>c(OH－)>c(H SO )。
3 3 2 3
【特别提醒】一定要先判断该酸式盐的电离程度和
水解程度的相对大小，再判断粒子浓度大小。考点 粒子浓度大小的比较
53
(5)不同溶液中同一粒子浓度的大小比较
例：物质的量浓度相等的①NH Cl、②CH COONH 、③NH HSO 溶液中，
4 3 4 4 4
c(NH ＋)浓度由大到小的顺序为③>①>②。
4
(6)混合溶液中各粒子浓度的大小比较
例：等浓度的NH Cl溶液和氨水等体积混合：
4
c(NH ＋)>c(Cl－)>c(NH ·H O)>c(OH－)>c(H＋)；
4 3 2
等浓度的CH COOH和CH COONa溶液等体积混合：
3 3
c(CH COO－)>c(Na＋)>c(CH COOH)>c(H＋)>c(OH－)。
3 3
【特别提醒】盐与酸、碱混合时，可以先判
断溶液的酸碱性。考点 粒子浓度大小的比较
53
例 [江苏2018·14，4分](双选)H C O 为二元弱酸，K (H C O )＝5.4×10－2，K (H C O )
2 2 4 a1 2 2 4 a2 2 2 4
＝5.4×10－5，设H C O 溶液中c(总)＝c(H C O )＋c(HC O －)＋c(C O 2－)。室温下用
2 2 4 2 2 4 2 4 2 4
NaOH溶液滴定25.00 mL 0.100 0 mol·L－1 H C O 溶液至终点。滴定过程得到的下列溶液
2 2 4
中微粒的物质的量浓度关系一定正确的是( A D)
A. 0.100 0 mol·L－1H C O 溶液：
2 2 4
c(H＋)＝0.100 0 mol·L－1＋c(C O 2－)＋c(OH－)－c(H C O )
2 4 2 2 4
B. c(Na＋)＝c(总)的溶液：c(Na＋)>c(H C O )>c(C O 2－)>c(H＋)
2 2 4 2 4
C. pH＝7的溶液：c(Na＋)＝0.100 0 mol·L－1＋c(C O 2－)－c(H C O )
2 4 2 2 4
D. c(Na＋)＝2c(总)的溶液：c(OH－)－c(H＋)＝2c(H C O )＋c(HC O －)
2 2 4 2 4考点 粒子浓度大小的比较
53
【解析】根据电荷守恒，草酸溶液中c(H＋)＝2c(C O 2－)＋c(HC O －)＋c(OH－)，又由物料守恒
2 4 2 4
可知0.100 0 mol·L－1的草酸溶液中c(H C O )＋c(HC O －)＋c(C O 2－)＝0.100 0 mol·L－1，即
2 2 4 2 4 2 4
c(HC O －)＝0.100 0 mol·L－1－c(H C O )－c(C O 2－)，代入可得c(H＋)＝0.100 0 mol·L－1＋
2 4 2 2 4 2 4
c(C O 2－)＋c(OH－)－c(H C O )，A正确；c(Na＋)＝c(总)的溶液是指等物质的量的NaOH和
2 4 2 2 4
H C O 恰好反应生成NaHC O 的溶液，根据草酸的电离常数，可判断出HC O －的电离程度大
2 2 4 2 4 2 4
于其水解程度，溶液中c(C O 2－)>c(H C O )，B错误；溶液中存在电荷守恒关系：c(Na＋)＋
2 4 2 2 4
c(H＋)＝2c(C O 2－)＋c(HC O －)＋c(OH－)，由于pH＝7，则c(Na＋)＝2c(C O 2－)＋c(HC O －)
2 4 2 4 2 4 2 4
＝c(总)＋c(C O 2－)－c(H C O )，但由于反应中加入了NaOH溶液使溶液总体积发生变化，c(总)
2 4 2 2 4
不等于0.100 0 mol·L－1，所以不能得出c(Na＋)＝0.100 0 mol·L－1＋c(C O 2－)－c(H C O )的结
2 4 2 2 4
论，C错误；c(Na＋)＝2c(总)的溶液，即c(Na＋)＝2c(H C O )＋2c(HC O －)＋2c(C O 2－)，代
2 2 4 2 4 2 4
入电荷守恒关系：c(Na＋)＋c(H＋)＝2c(C O 2－)＋c(HC O －)＋c(OH－)，即得c(OH－)－c(H＋)＝
2 4 2 4
2c(H C O )＋c(HC O －)，D正确。
2 2 4 2 4第 节 难溶电解质的溶解平衡
4
l 考点54 难溶电解质的溶解平衡
Ø 考法1 溶度积常数的应用★★★★★
Ø 考法2 沉淀反应的应用★★★
Ø 考法3 K 的计算★★★
sp考点 难溶电解质的溶解平衡
54
u1. 溶解度(S)与固体溶解性
①溶解度(S)：在一定温度下，某固体在__1_0_0_ g___溶剂中达到饱和状态时所溶解的质
量，单位为克。
②固体物质的溶解性(20 ℃)：
溶解性 易溶 可溶 微溶 难溶
溶解度/g
___>_1_0___ __1_～_1_0___ _0_.0_1_～__1__ __<_0_.0_1___
示例 AgNO NaCl NaHCO CaSO Ca(OH) CaCO AgCl
3 3 4 2 3考点 难溶电解质的溶解平衡
54
u2. 难溶电解质的溶解平衡的建立
＞
【注意】未达到饱和
＝ 时，不存在沉淀溶解
平衡。
＜
u3. 难溶电解质溶解平衡的特征
(1)逆：沉淀溶解平衡是一个可逆过程。
(2)等：达到平衡时，沉淀溶解速率等于沉淀生成速率。
(3)动：达到平衡时，沉淀的溶解和生成仍然在进行，速率并不为“0”，是一个动态平衡。
(4)定：达到平衡时，溶液中各离子浓度保持恒定。
(5)变：在一定条件下达到平衡后，若改变影响沉淀溶解平衡的条件，沉淀溶解平衡将被改
变，在新的条件下达到新的平衡状态。考点 难溶电解质的溶解平衡
54
u4. 难溶电解质溶解平衡的影响因素
(1)内因：难溶物质本身的性质。
(2)外因
①浓度：加水稀释，平衡向__沉__淀__溶__解__的方向移动，但K 不变。
sp
②温度：升温时，多数平衡向__沉_淀__溶__解___的方向移动，少数平衡向__沉_淀__生__成___的方向
移动。如Ca(OH) 的沉淀溶解平衡，升高温度，平衡向析出Ca(OH) 的方向移动，即溶
2 2
解度减小。
③同离子效应：向平衡体系中加入相同的离子，平衡向__沉__淀_生__成___的方向移动。
④其他：向平衡体系中加入可与体系中某些离子反应生成更难溶物质或更难电离物质
或气体的离子时，平衡向_沉__淀__溶__解___的方向移动。考点 难溶电解质的溶解平衡
54
u5. 沉淀溶解平衡常数——溶度积
(1)表达式：对于沉淀溶解平衡M A (s) mMn＋(aq)＋nAm－(aq)有
m n
K ＝_c_m_(_M__n＋__)·_c_n_(A__m_－_)_。
sp
(2)意义：溶度积(K )反映了物质在水中的溶解能力。
sp
(3)影响因素：溶度积只与难溶电解质的性质和_ _ _温__度___有关，而与沉淀的量和溶液
中离子的浓度无关。考点 难溶电解质的溶解平衡
54
Ø 考法 溶度积常数的应用★★★★★
1
u1. 物质的溶解度和溶度积
(1)一般情况下K 越大，说明沉淀的溶解程度越大。
sp
(2)K 可以反映难溶电解质在水中的溶解能力。当化学式所表示的组成中阴、阳离子
sp
个数比相同时，K 越大的难溶电解质在水中的溶解能力越强，一般溶解度也越大；但
sp
阴、阳离子个数比不相同时，K 大的难溶电解质的溶解度不一定大。
sp
u2. 溶度积的应用
判断难溶电解质在给定条件下能否生成沉淀或溶解：
当Q ＞K 时，溶液为过饱和溶液，析出沉淀，直至达到沉淀溶解平衡状态。
c sp
当Q ＝K 时，溶液为饱和溶液，处于沉淀溶解平衡状态。
c sp
当Q ＜K 时，溶液为不饱和溶液，无沉淀析出。
c sp考点 难溶电解质的溶解平衡
54
【注意】分步沉淀：若一种沉淀剂可使溶液中多种离子产生沉淀时，则可以控制条件，使这
些离子先后分别沉淀。
(1)对同一类型的沉淀，K 越小越先沉淀，且K 相差越大，分步沉淀效果越好。
sp sp
例如：Cl－、Br－、I－的混合溶液中，由于 AgCl、AgBr、AgI的K 相差较大，逐滴滴加Ag＋可
sp
按I－、Br－、Cl－的顺序先后沉淀。
(2)对不同类型的沉淀，其沉淀先后顺序要通过计算才能确定，如AgCl和Ag CrO 的分步沉淀。
2 4
【划重点】涉及Q 的计算时，易忽视等体积混合后离子的浓度均减半而使计算出错。离子
c
浓度一定是混合溶液中的离子浓度，所代入的溶液体积也必须是混合溶液的体积。考点 难溶电解质的溶解平衡
54
[海南2018·6，2分]某温度下向含AgCl固体的AgCl饱和溶液中加少量稀盐酸，
例
下列说法正确的是( C )
A. AgCl的溶解度、K 均减小
sp
B. AgCl的溶解度、K 均不变
sp
C. AgCl的溶解度减小，K 不变
sp
D. AgCl的溶解度不变，K 减小
sp
【解析】AgCl饱和溶液中加入少量稀盐酸，c(Cl－)增大，导致平衡
AgCl(s) Ag＋(aq)＋Cl－(aq)逆向移动，则AgCl的溶解度减小，温度不变，
K 不变，C正确。
sp考点 难溶电解质的溶解平衡
54
Ø 考法 沉淀反应的应用★★★
2
u1. 沉淀的生成
(1)应用：可利用生成沉淀来达到除去溶液中杂质离子的目的。
(2)方法
①调节pH法：如加稀氨水可除去NH Cl溶液中的FeCl ；加CuO、Cu(OH) 、
4 3 2
CuCO 、Cu (OH) CO 可除去CuCl 溶液中的FeCl 。
3 2 2 3 2 3
②沉淀剂法：加入沉淀剂使某些离子以沉淀的形式析出。如用Na S、H S等作
2 2
沉淀剂时，可除去污水中的Pb2＋、Cu2＋。
【注意】弱酸一般不能制强酸，但
u2. 沉淀的溶解
反应CuSO ＋H S===CuS ↓＋
4 2
(1)酸溶解法：如CaCO 溶于盐酸。
3
H SO 因CuS难溶于硫酸而能发生。
2 4
(2)盐溶解法：如Mg(OH) 可溶于NH Cl溶液中。
2 4
(3)配位溶解法：AgCl、Ag CO 可溶于氨水，形成银氨配离子。
2 3考点 难溶电解质的溶解平衡
54
(4)氧化还原溶解法：有些金属化合物不溶于非氧化性酸，但能溶于氧化性酸。如可利用
稀硝酸溶解CuS，HNO 和S2－发生氧化还原反应，通过减小c(S2－)而达到沉淀溶解的目的。
3
u3. 沉淀的转化
(1)特征
溶解度小的物质转化为溶解度更小的物质较易实现，如
3Mg(OH) ＋2Fe3＋ 2Fe(OH) ＋3Mg2＋；沉淀的溶解度差别越大，越容易转化。
2 3
【注意】只要满足Q >K ，溶解度小的物质也可转化为
c sp
溶解度较大的物质。
(2)应用
①锅炉除垢：将CaSO 转化为CaCO ，再加入食醋溶解。
4 3
②矿物转化：CuSO 溶液遇ZnS(闪锌矿)转化为CuS(铜蓝)。
4考点 难溶电解质的溶解平衡
54
例 [全国Ⅱ 2015·26题节选]用废电池的锌皮制备ZnSO ·7H O的过程中，需除去锌皮中的少
4 2
量杂质铁，其方法是：加稀H SO 和H O 溶解，铁变为__F_e_3_＋___，加碱调节至pH为
2 4 2 2
____2._7___时，铁刚好沉淀完全(离子浓度小于1×10－5 mol·L－1时，即可认为该离子沉淀
完全)；继续加碱至pH为____6____时，锌开始沉淀(假定Zn2＋浓度为0.1 mol·L－1)。若上
述过程不加H O 后果是
2 2
____________ __Z_n_2＋__和_F_e_2_＋_分__离__不_开__ __________________________________________，
原因是
__________________ __ F _ e _ (O __ H _ ) _ 和 __ Z _ n _ ( _ O _ H __ ) _ 的 __ K __ 相 __ 近 _______________________________。
2 2 sp
化合物 Zn(OH) Fe(OH) Fe(OH)
2 2 3
K 近似值 10－17 10－17 10－39
sp考点 难溶电解质的溶解平衡
54
【解析】考点 难溶电解质的溶解平衡
54
Ø 考法 的计算★★★
3 K
sp
常考的K 计算
sp考点 难溶电解质的溶解平衡
54
[山东2020·16题节选]用软锰矿(主要成分为MnO ，含少量Fe O 、Al O )和BaS制备高纯
例
2 3 4 2 3
MnCO 的工艺流程如图：
3考点 难溶电解质的溶解平衡
54
已知：MnO 是一种两性氧化物；25 ℃时相关物质的K 见下表。
2 sp
物质 Fe(OH) Fe(OH) Al(OH) Mn(OH)
2 3 3 2
K 1×10－16.3 1×10－38.6 1×10－32.3 1×10－12.7
sp
净化时需先加入的试剂X为__H__O___ _(填化学式)，再使用氨水调溶液的pH，则pH的理论最
2 2
小值为___4_._9___(当溶液中某离子浓度c ≤ 1.0×10－5 mol·L－1时，可认为该离子沉淀完全)。考点 难溶电解质的溶解平衡
54
【解析】根据表格中25 ℃时相关物质的K 数据，可用调节pH法，将Fe3＋和Al3＋转化为
sp
氢氧化物沉淀而除去，同时保证Mn2＋不被沉淀，而Fe(OH) 和Mn(OH) 的K 相近，当
2 2 sp
Fe2＋完全沉淀时，会有部分Mn2＋沉淀，需先加入氧化剂将Fe2＋氧化为Fe3＋，故选择绿
色氧化剂H O ，再使用氨水调溶液的pH；由于25 ℃时K [Al(OH) ]＞K [Fe(OH) ]，
2 2 sp 3 sp 3
应根据Al3＋沉淀完全计算pH的理论最小值，第9章 有机化学基础
演讲人：第1节 有机化合物的组成与结构
第2节 烃的结构与性质
第3节 烃的衍生物
目 录
CONTENTS
第4节 生物大分子 合成高分子第 节 有机化合物的组成与结构
1
l 考点55 有机化合物的分类和命名
l 考点56 有机化合物中的共价键 同分异构体
l 考点57 研究有机化合物的步骤和方法第 节 有机化合物的组成与结构
1
l 考点55 有机化合物的分类和命名
Ø 考法1 有机物的命名原则★★★★考点 有机化合物的分类和命名
55
u1．有机化合物的分类
【划重点】分子中不含苯环，
脂环
而含其他碳环结构的化合物叫
作脂环化合物。
芳香
(2)根据官能团分类
①烃的衍生物
烃分子里的氢原子被其他原子或原子团取代后的产物。
②官能团
决定有机化合物特殊性质的原子或原子团。
③有机物的主要类别、官能团和代表物考点 有机化合物的分类和命名
55考点 有机化合物的分类和命名
55考点 有机化合物的分类和命名
55
u2．有机化合物的命名
(1)烷烃的命名
①习惯命名法
②系统命名法
基本原则和步骤：选主链(最长碳链)，称某烷；编碳位(“近、简、小”原则)，定
支链；取代基，写在前，注位置，短线连；不同基，简到繁，相同基，合并算。
【注意】①取代基的位号用阿拉伯数字“2、3、4、5…”表示；
②相同取代基的个数用中文数字“二、三、四……”表示；
③若有多种取代基，不管其位次大小如何，都必须把简单的写在前
面，复杂的写在后面。考点 有机化合物的分类和命名
55
(2)烯烃和炔烃的命名
①选主链，定某烯(炔)：将含有__碳__碳_双__键__(或__三_键__)__的最长碳链作为主链，称为“某烯(或某炔)”。
②近双(三)键，定号位：从距离__碳__碳_双__键__(或__三_键__)__最近的一端给主链上的碳原子依次编号定位。
③标双(三)键，合并算：用阿拉伯数字标明碳碳双键或三键的位置(只需标明碳碳双键或三键中碳
原子编号较小的数字)；用“二”“三”等表示碳碳双键或三键的个数。
－甲基－ －丁烯
3 1
， －二甲基－ －己炔
4 4 2考点 有机化合物的分类和命名
55
(3)苯的同系物的命名
①习惯命名法
甲苯 乙苯
②系统命名法
将苯环上的6个碳原子编号，以某个甲基所在的碳原子的位置为1号，选取最
小位次号给另一甲基编号。如邻二甲苯也可叫作1，2－二甲苯，间二甲苯也
， －二甲苯
可叫作__ _1____3____________，对二甲苯也可叫作1，4－二甲苯。考点 有机化合物的分类和命名
55
(4)含官能团的链状有机物的命名
①选主链：选择含有官能团(或连接官能团)的最长碳链为主链。
②编序号：从距离官能团最近的一端开始，给主链碳原子依次编号定位。
③写名称：用阿拉伯数字标明官能团和取代基位置(当有机物属于醛或羧酸时，一般不
需要标出醛基或羧基的位置)，相同取代基的个数用中文数字“二、三、四……”表示，
写出有机物的名称。
－甲基－ －丁醇
2 1
(5)酯的命名
酯是羧酸和醇发生酯化反应的产物，命名酯时先写酸的名称，再写醇的名称，后将
“醇”改“酯”即可。如乙酸与乙醇生成的酯的名称为_ 乙___酸__乙__酯____。考点 有机化合物的分类和命名
55
Ø 考法 有机物的命名原则★★★★
1
u1．有机物命名原则
(1)主链的选取
对于较为复杂的烷烃，在选取主链时需要遵循以下原则：
①最长原则：选择最长的碳链作主链。
②最多原则：有机化合物分子中，若含有几条不同的最长碳链时，应选择含支链最多的
一条作为主链。
(2)编号的确定
主链碳原子的编号必须遵循“近”“简”“小”三个原则。
①最“近”原则。以离支链最近的一端为起点进行编号。
②最“简”原则。有两个不同的支链，且分别处于距主链两端同近位置，则从较简单的
支链一端开始编号，即同“近”，考虑“简”。
③最“小”原则。若有两个相同的支链，且分别处于距主链两端同近的位置，而该有机
物其他的支链从主链的两个方向编号可得两种不同的编号系列，两种编号方法中支链位
次和最小者为正确的编号。考点 有机化合物的分类和命名
55
u2．含官能团的有机物命名与烷烃命名的比较考点 有机化合物的分类和命名
55
例
3－甲基苯酚(或间甲基苯酚)
羰基、酯基
醛基 (酚)羟基考点 有机化合物的分类和命名
55
例
羟基、醚键
羟基
(6)[全国Ⅰ2018·36题节选]A(ClCH COOH)的化学名称为__ 氯 _ 乙 __ 酸 ___。
2考点 有机化合物的分类和命名
55
【解析】(1)根据有机物的命名规则，A的化学名称为3－甲基苯酚或间甲基苯酚。
(2)G中所含官能团的名称为羰基、酯基。
(3)A中含氧官能团有—NO 、—CHO、—OH，名称分别为硝基、醛基、(酚)羟基。
2
(4)W分子中含氧官能团为—OH和 ，其名称分别为羟基、醚键。
(5)葡萄糖的结构简式为HOCH (CHOH) CHO，与H 在催化剂作用下发生加成反应生成A，
2 4 2
则A为HOCH (CHOH) CH OH，含有的官能团为—OH，名称为羟基。
2 4 2
(6)A(ClCH COOH)可看作由Cl原子取代乙酸中甲基上的氢原子形成，其化学名称为氯乙酸。
2第 节 有机化合物的组成与结构
1
l 考点56 有机化合物中的共价键 同分异
构体
Ø 考法2 有机物分子中原子共线、共面的判断
★★★★
Ø 考法3 同分异构体的书写及种数判断
★★★★★考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
u1．有机化合物中碳原子的成键特点
碳原子的最外电子层有4个电子，很难得失电子，通常以共用电子对的形式与其他原
子成键，达到最外层8电子的稳定结构。
(1)有机物中碳原子的成键方式
①碳原子不仅可以以sp3杂化的方式与其他原子形成4个共价键，而且碳原子之间也能
以共价键相结合。
②碳原子之间不仅可以形成稳定的单键，还可以以sp2(或sp)杂化的方式形成稳定的
双键(或三键)。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
③多个碳原子可以相互结合成链状，也可以结合成环状，链或环上还可以带支链。
④有机物中碳原子之间形成非极性键，碳原子与其他元素原子(如H、O、N等)之间形
成极性键。
⑤一般情况下，有机化合物中的单键是σ键，双键中含有1个σ键和1个π键，三键中含
有1个σ键和2个π键，苯中含有12个σ键和1个大π键。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
(2)碳原子成键的空间结构
①一个碳原子形成4个单键时，碳原子和周围与之成键的4个原子形成四面体结构。
②碳原子之间或碳原子与其他原子之间形成双键时，形成双键的原子及与之直接相连
的原子处于同一平面上。
③碳原子之间或碳原子与其他原子之间形成三键时，形成三键的原子以及与之直接相
连的原子处于同一直线上。
(3)手性碳原子
手性碳原子：与四个不同原子或原子团相连的碳原子称为
手性碳原子(常以*标记手性碳原子)。如：丙氨酸分子中含有一个手性碳原子：
CHCH *NH COOH。
3 2考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
(4)常见共价键的类型
键型 极性键 非极性键
H C—H H C—OH
单键 3 3 H C—CH H—H
H C—Cl H C—NH 3 3
3 3 2
双键 CCH CH O H C===CH
3 3 2 2
三键 CH CN HCCH NN
3
说明：根据成键原子吸引电子的能力判断键的极性，进而分析和预测有机
化合物分子的反应活性和在反应中的断键部位。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
u2．同分异构现象与同分异构体
(1)同分异构现象
分子式 结构
化合物具有相同的________，但具有不同________的现象。
(2)同分异构体
具有同分异构现象的化合物，互称为同分异构体。
(3)同分异构体的判断依据
①分子式必须相同。相对分子质量相同，结构不同的化合物不一定是同分异构体，如
C H 和C H O。
8 18 7 14
②结构不同。主要包括：碳链异构、官能团异构、官能团位置异构、顺反异构等。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
Ø 考法 有机物分子中原子共线、共面的判断
2
u1．审清题干要求
审题时要注意“可能”“一定”“最多”“最少”“所有原子”“碳原子”等关键词
和限定条件。
u2．找准共线、共面基准点
(1)共面形：CHHCHH及分子中所有原子在同一平面上。
(2)共线形：CHCH分子中所有原子在同一直线上。
(3)正四面体形：CHHHH分子中所有原子不可能在同一平面上。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
u3．运用两种方法解决共线、共面问题
展开空间构型法
(1)
其他有机物可看作甲烷、乙烯、苯三种典型分子中的氢原子被其他原子或原子团替
代后的产物，但这三种分子的空间结构基本不变。如
CH ===CHCl
可看作一个
Cl
原子
2
代替了乙烯分子中的一个 原子。
H
单键旋转思想
(2)
三种典型框架上的取代基应以“
C—C
”为轴旋转。例如，因①键可以旋转，故所
在的平面与
CHCHH
所在的平面可能重合，也可能不重合；因此
CHCH
分子中的所有
2
原子可能全部共平面，也可能不完全共平面。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
[全国Ⅲ2019·8，6分]下列化合物的分子中，所有原子可能共平面的是( )
例 D
A．甲苯
B．乙烷
C．丙炔
D．1，3－丁二烯
【解析】甲苯、乙烷、丙炔的结构中均含有
—CH
，所有原子不可能都共平面，A 、
B
、
C
3
项错误；
D
项，1，3 －丁二烯的结构简式为
H C===CHCH===CH
，由于双键碳原子和与其
2 2
相连的氢原子共面，且碳碳单键可以旋转，故 1，3 －丁二烯中所有原子可能同时共平面，
正确。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
Ø 考法 同分异构体的书写及种数计算★★★★★
3
u1．基础方法——有序分析法
(1)含官能团的链状有机物的同分异构体一般按“类别异构、碳链异构、官能团或取代
基位置异构”的顺序有序列举。
(2)碳链异构可采用“减链法”，此法可概括为“两注意、四句话”。两注意：选择最
长的碳链为主链；找出中心对称线。四句话：主链由长到短(短不过三)，支链由整到
散，位置由心到边(但不到端)，排布由对到间到邻。
【划重点】苯的同系物同分异构体的判断主要把握以下两个方面：①烷基的类
别与个数，即碳链异构；②烷基在苯环上的相对位置，即位置异构，如果是一
个侧链，不存在位置异构；两个侧链存在邻、间、对三种位置异构；三个相同
的侧链存在连、偏、均三种位置异构。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
(1)等效氢法
有机物中有几种氢原子，其一元取代物就有几种，这是判断有机物一元取代物种数的重要方法
之一。等效氢的判断方法有：
①同一碳原子上的氢原子是等效的；
②同一碳原子所连甲基上的氢原子是等效的；
③处于镜面对称位置上的氢原子是等效的。
(2)基元法
利用常见有机物或基团的异构体数目来推断其他有机物的同分异构体数目，如丙基有2种结构，
则丙醇有2种结构，一氯丙烷有2种结构；丁基有4种结构，则丁醇(C H OH)有4种结构，戊酸
4 9
(C H COOH)有4种结构。
4 9
(3)拆分法
酯可拆分为合成它的羧酸和醇(酚)。若已知酸有m种同分异构体，醇有n种同分异构体，则该酯
的同分异构体有m×n种。羧酸和醇的同分异构体可用等效氢法确定。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
以C H O 为例，推导其属于酯的同分异构体数目：
5 10 2
甲酸丁酯(HCOOC H )同分异构体有1×4＝4种；
4 9
乙酸丙酯(CH COOC H )同分异构体有1×2＝2种；
3 3 7
丙酸乙酯(C H COOC H )同分异构体有1×1＝1种；
2 5 2 5
丁酸甲酯(C H COOCH )同分异构体有2×1＝2种。
3 7 3
因此，分子式为C H O 的有机物，其属于酯的同分异构体共有9种。
5 10 2
(4)定一移一法
对于二元取代物同分异构体的判断，可先固定一个取代基的位置，再移动另一个取代基的位
置，以确定其同分异构体的数目。
(5)替代法
例如，二氯苯C H Cl 有3种同分异构体，四氯苯也有3种同分异构体(Cl替代H、H替代Cl)；又
6 4 2
如，CH 的一氯代物只有一种，新戊烷[C(CH ) ]的一氯代物也只有一种。
4 3 4考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
u3．芳香化合物的同分异构体数目判断
(1)苯的一取代物(如溴苯)只有1种；二取代物有3种，2个取代基处于邻、间、对位。
(2)苯环上有3个取代基时，可先考虑其中2个取代基的位置，再确定另一个取代基的位
置。若其中2个取代基相同，2个取代基在苯环上有邻、间、对3种位置关系，再用另
一个取代基取代苯环上的H原子，分别有2、3、1种位置，共6种；若3个取代基都不
同，先固定2个取代基的位置，有邻、间、对3种位置关系，则另一个取代基对应的位
置分别有4、4、2种，共10种。考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56
例 [全国Ⅱ2020·10，6分]吡啶 是类似于苯的芳香化合物。2－乙烯基吡啶
(VPy)是合成治疗矽肺病药物的原料，可由如下路线合成。下列叙述正确的是( D )
A．MPy只有两种芳香同分异构体
B．EPy中所有原子共平面
C．VPy是乙烯的同系物考点 有机化合物中的共价键 同分异构体
56考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
l 考点57 研究有机化合物的步骤和方法
Ø 考法 有机物分子式和结构式的确定★★★★
4考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
u1．研究有机化合物的基本步骤
u2．分离、提纯有机化合物的常用方法
(1)萃取和分液
①液－液萃取：利用有机物在两种互不相溶的溶剂中的溶解性不同，将有机物从一种溶
剂转移到另一种溶剂中的过程。
②固－液萃取：用有机溶剂从固体物质中溶解出有机物的过程。考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
(2)蒸馏和重结晶
适用对象 要求
①有机物的热稳定性较强；
常用于分离、提纯液态有机
蒸馏 ②有机物与杂质的沸点相差
物
较大
①杂质在所选溶剂中的溶解
常用于分离、提纯固态有机 度很小或很大；②被提纯的
重结晶
物 有机物在此溶剂中的溶解度
受温度影响较大考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
Ø 考法 有机物分子式和结构式的确定★★★★
4
u1．有机物分子式的确定
(1)元素分析
(2)相对分子质量的测定——质谱法
质荷比(分子离子、碎片离子的相
对质量与其电荷的比值)最大值即
为该有机物的相对分子质量。考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
u2．有机物结构式的确定
通常是先确定分子式，再根据性质、红外光谱和核磁共振氢谱来确定结构式。
(1)根据性质确定
根据有机物的性质推断出有机物中所含官能团。如：能与酸发生酯化反应生成酯，则结
构中有—OH；遇FeCl 溶液显紫色，则含有酚羟基等。
3
(2)红外光谱法
不同的化学键或官能团的吸收频率不同，在红外光谱图上将处于不同的位置，据此可以
初步判断有机物中含有何种化学键或官能团。
【注意】红外光谱法几乎可以测定所有化学键的种类，但不能测出化学键的个数。考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
(3)核磁共振氢谱法
处于不同化学环境的氢原子，其吸收峰在谱图上出现的位置不同，而且吸收峰的面积与氢
原子的个数成正比。
(4)不饱和度法
不饱和度又称缺氢指数，即有机物分子中的氢原子数与和它碳原子数相等的链状烷烃相比
较，每减少2个氢原子，则有机物的不饱和度增加1，用Ω表示。
【划重点】多一个双键，Ω增加1；多一个环，Ω增加1；多
一个三键，Ω增加2；多一个苯环，Ω增加4。考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
(1)[全国Ⅰ2020·36题节选]已知信息：苯胺与甲基吡啶互为芳香同分异构体。
例
的六元环芳香同分异构体中，能与金属钠反应，且核磁共振氢谱有四组峰，峰面
积之比为6∶2∶2∶1的有___4_____种，其中，芳香环上为二取代的结构简式____。
(2)[天津2020·14题节选]在核磁共振氢谱中，化合物B(H CCH CH OH)有
3 2 2
_____6___组吸收峰。
(3)[江苏2020·17题节选] 的一种同分异构体同时满足下列
条件，写出该同分异构体的结构简式____________。
①能与FeCl 溶液发生显色反应。
3
②能发生水解反应，水解产物之一是α－氨基酸，另一产物分子中不同化学环境的
氢原子数目比为1∶1且含苯环。考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
【解析】(1)结合已知信息，E的六元环芳香同分异构体含有苯环或吡啶结构；能与金属
钠反应，说明分子中含有羟基，核磁共振氢谱有四组峰，峰面积之比为6∶2∶2∶1，说
明有4种不同类型的氢原子，存在两个甲基且处于对称位置，据此分析，符合题意的同
分异构体有6种，即
其中芳香环上为二取代的结构简式为
(2)化合物B中有4种不同化学环境的氢原子，故其核磁共振氢谱中有4组吸收峰。考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
(3)C的结构简式为 ，能发生水解反应，水解产物之一是α－
氨基酸，α－氨基酸分子中—NH 和—COOH连在同一碳原子上，则该水解产物中含有
2
结构，另一产物分子中不同化学环境的氢原子数目比为1∶1且含有苯环，综上可知，该
同分异构体的水解产物中一种具有苯环上连有酚羟基的结构，且分子结构高度对称，另
一种为α－氨基酸，结合含有苯环的产物中有两种不同化学环境的氢原子且数目相等，则
水解考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
Ø 考法 有机物燃烧规律★★★
5
u1．一定温度下的气态烃完全燃烧前后气体体积的变化
(1)当燃烧后温度高于100 ℃，即水为气态时：
①y＝4，气体总体积不变；②y＜4，气体总体积减小；③y＞4，气体总体积增大。
【划重点】在分析反应前后气体
体积变化时，一定要注意燃烧后
水的状态，如果水是液态，则所
有烃燃烧后气体体积都减小。考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
u2．有机物燃烧耗氧量规律
【巧记口诀】
点燃
氢同比碳，碳同看氢；碳氢均不同，
一碳抵四氢；一氧减二氢，二氧减一碳。
例如，等物质的量的不饱和烃与该烃和水加成的产物(如乙烯与乙醇等)或加成产物的
同分异构体完全燃烧，耗氧量相等。分子组成相差(CO ) 和(H O) 的有机物等物质的
2 m 2 n
量燃烧时耗氧量相同。
(2)等质量的烃的耗氧量计算考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
例 下列说法中正确的是( B )
A．等物质的量的苯和苯甲酸完全燃烧消耗氧气的量不相等[浙江2013·10B]
B．0.1 mol乙烯和乙醇的混合物完全燃烧所消耗的氧分子数为0.3N [浙江2017年4月·22D]
A
C．等物质的量的乙醇和乙酸完全燃烧时所需氧气的质量相等
D ． 1 mol 完全燃烧消耗19 mol O
2考点 研究有机化合物的步骤和方法
57
【解析】等物质的量的苯与苯甲酸完全燃烧时消耗的氧气的量相等，A项错误；1 mol乙烯与
1 mol乙醇完全燃烧，均需消耗 3 mol O ，则0.1 mol乙烯与乙醇的混合物完全燃烧需消耗0.3
2
mol氧分子，B项正确；由乙醇(C H O)和乙酸(C H O )的分子式可知，等物质的量的两者完
2 6 2 4 2
全燃烧消耗O 的质量之比为3 ∶ 2，C项错误；由题中结构简式可知其分子式为C H O，则1
2 13 20
mol该有机物完全燃烧消耗O 的物质的量为 mol＝17.5 mol，D项错误。
2
【突破点】C H O可表示为C H ·H O，C H O 可表示为 C ·(H O) ，故1 mol C H O完全燃
2 6 2 4 2 2 4 2 2 2 2 2 6
烧消耗(2＋1) mol O ，1 mol C H O 完全燃烧消耗2 mol O 。
2 2 4 2 2第 节 烃的结构与性质
2
l 考点58 烷烃,烯烃,炔烃的结构与性质
l 考点59 芳香烃的结构与性质考点 烃的结构与性质
62
l 考点58 烷烃,烯烃,炔烃的结构与性质
Ø 考法1 烯烃和炔烃的结构及性质★★★★考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
u1．甲烷、乙烯、乙炔的结构和性质比较
(1)分子结构
甲烷 乙烯 乙炔
结构式 CHHHH CHHCHH HCCH
结构简式 CH CH ===CH CHCH
4 2 2
分子构型 正四面体形 平面形 直线形
碳原子杂化方式 sp3 sp2 sp
碳原子成键类型 σ键 σ键和π键 σ键和π键考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
(2)物理性质
甲烷 乙烯 乙炔
颜色 无色 无色 无色
气味 无臭 稍有气味 无臭
状态 气体 气体 气体
密度 比空气小 比空气略小 比空气略小考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
(3)化学性质
甲烷 乙烯 乙炔
氧化
燃烧
高锰酸钾
(X：卤素单质、氢
现象 淡蓝色火焰 火焰明亮有黑烟 火焰明亮有浓烟
气或卤化氢等)
现象 不褪色 褪色 褪色
检验是否含有C===C键
应用
或CC键
与纯净的卤素单质在光
取代 照条件下生成卤代烷与 不反应 不反应
卤化氢
加成 不反应
可与卤素单质、卤化氢、
氢气等发生加成反应
＝ ＝
实验室制取乙炔反应的化学方程式为CaC ＋2H O―→Ca(OH) ＋CHCH↑。
2 2 2考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
u1．脂肪烃的组成、结构特点和通式
碳碳双键
碳碳三键考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
u2.脂肪烃的物理性质
升高
越低
增大考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
u3.几种脂肪烃的化学性质考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
【划重点】a.烯烃与Br 的加成反应在常温下即可进行，所以常用Br 的CCl 溶液来鉴别有机
2 2 4
物是饱和烃还是不饱和烃，若溶液褪色，则为不饱和烃；例如可以用Br 的CCl 溶液区别己
2 4
烷与己烯。
b．烯烃除可与Br 加成外，在一定条件下还能与H 、H O、HCl等加成。
2 2 2考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
(3)炔烃的化学性质
①氧化反应
a．炔烃可使酸性KMnO 溶液褪色，发生氧化反应。
4
b．燃烧通式：
C H ＋________________________________________________________________________
n 2n－2
②加成反应
CHCH＋Br ―→CHBr===CHBr (1，2－二溴乙烯) CHCH＋2Br ―→CHBr CHBr (1，1，2，2－四溴乙烷)
2 2 2 2考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
Ø 考法 烯烃和炔烃的结构及性质★★★★
1
u1．烯烃、炔烃的加成反应
(1)常见的加成试剂：X 、H—X、H—CN、H 、H—OH等(X为卤素)。
2 2
(2)各种类型的不饱和键发生加成反应对应的试剂(如下表)：考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
(3)可催化加氢的有机官能团
①双键系列(1 mol H )：碳碳双键、醛基、羰基、碳氮双键等；
2
②三键系列(2 mol H )：碳碳三键、碳氮三键；
2
③苯环系列(3 mol H )：苯、苯的同系物、苯酚等。
2
【注意】羧基和酯基中的碳氧双键不可催化加氢。
u2．烯烃、炔烃与酸性高锰酸钾溶液的反应
烯烃和炔烃分子中均含有不饱和键，可以被酸性高锰酸钾溶液氧化，使酸性
KMnO 溶液的紫色褪去。反应时分子中的不饱和键完全断裂，生成羧酸、二氧化
4
碳或酮。
烯烃和炔烃在酸性KMnO 溶液作用下，可以减短碳链。
4考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
【注意】双键上，连有两个氢原子的碳最终被氧化成CO ；连有一个氢原子的碳被氧化成羧
2
酸；无氢的碳被氧化成酮。
根据烯烃氧化的规律，可以由烯烃的结构判断氧化产物，也可通过氧化产物推出烯烃的结构。
u3．判断烃是否存在顺反异构的方法
(1)分子中要含有碳碳双键。烯烃之所以有顺反异构，是因为碳碳双键不能旋转；而碳
碳单键可以自由旋转，所以烷烃无顺反异构。
(2)双键碳原子上各连有两个不同原子或基团。若一个碳原子上连有两个相同的原子或
基团，则无顺反异构。如乙烯中每个碳原子上都连有两个氢原子，因而无顺反异构。考点 烷烃 烯烃 炔烃的结构与性质
58 , ,
[海南2019·12，4分](双选)下列化合物中，既能发生取代反应又能发生加成
例
反应的有( AD )
【解析】丙烯含有饱和C原子，因此可以发生取代反应，含有碳碳双键，可以发生加成
反应，A符合题意；丙醇含有醇羟基，可以发生取代反应，没有不饱和的碳碳双键、碳
碳三键，无醛基、羰基等，不能发生加成反应，B不符合题意；该物质名称为2，2－二
甲基丁烷，属于烷烃，只能发生取代反应，不能发生加成反应，C不符合题意；苯在一
定条件下可以发生取代反应、加成反应，D符合题意。考点 芳香烃的结构与性质
59
l 考点59 芳香烃的结构与性质
Ø考法2 苯的同系物和苯的化学性质的区别★★★★
Ø考法3 常见反应类型的判断与反应条件★★★★考点 芳香烃的结构与性质
59
u1．苯的结构与性质考点 芳香烃的结构与性质
59
u接上表
【注意】苯的硝化反应：
①浓H2SO4的作用是作催化剂和吸水剂；
②需采用50～60 ℃ 的水浴加热，温度计水银球应在水浴的液面下；
③使用球形冷凝管(或长玻璃导管)冷凝回流未反应的苯和硝酸；
④硝基苯的分离提纯需经过水洗、碱洗、水洗、分液等过程。考点 芳香烃的结构与性质
59
u2．苯的同系物的结构特点
【注意】(1)苯的同系物属于
芳香烃，但芳香烃不一定是苯
的同系物，因为芳香烃的范围
较广，含一个苯环、多个苯环、
稠环等的烃都属于芳香烃。
(2)只含一个苯环的烃也不一定
是苯的同系物。如CHCH2、
CCH，虽然也只含一个苯环，
属于芳香烃，但因其侧链不是
烷基，所以它们并不是苯的同
系物。考点 芳香烃的结构与性质
59
u3．苯的同系物的化学性质
苯的同系物能发生硝化、卤代反应；易被氧化，如一般能使酸
性KMnO 溶液褪色；苯环能与H 发生加成反应。
4 2
【注意】能使酸性KMnO4溶液褪色的苯的同系物结构上需满足与苯环直接相连的
碳原子上连有氢原子。考点 芳香烃的结构与性质
59
u4．有机反应特点
(1)取代反应和加成反应的比较考点 芳香烃的结构与性质
59
(1)取代反应和加成反应的比较考点 芳香烃的结构与性质
59
u(2)加聚反应
①单体必须是含有碳碳双键、三键等不饱和键的化合物。
②反应发生在不饱和键上。
③发生加聚反应的过程中，没有副产物产生，得到的高聚物的化学组
成跟单体的化学组成相同。
④生成的高聚物都是高分子化合物，其相对分子质量为单体相对分子
质量的整数倍，都没有固定的熔、沸点。考点 芳香烃的结构与性质
59
Ø 考法 苯的同系物和苯的化学性质的区别★★★★
2
u1．氧化
苯与酸性高锰酸钾溶液不反应；而某些苯的同系物能使酸性高锰酸钾溶液褪色。
【注意】可以用酸性高锰酸钾溶液鉴别苯与苯的同系物。考点 芳香烃的结构与性质
59
u2．取代
(1)硝化：苯与硝酸反应，苯环上的氢原子通常只能被一个硝基取代；苯的同系物，
如甲苯与硝酸反应，苯环上的氢原子能被三个硝基取代。
苯环受支链影响，甲基的邻(②、⑥)位、对(④)位的H原子被活化，更易被取代。考点 芳香烃的结构与性质
59
(2)卤代
苯的同系物发生卤代反应时，条件不同，取代的位置不同：一般光照条件下发生烷基上的取代；用铁
粉或FeBr3催化时，发生苯环上的取代。
u3．苯环与取代基的相互影响
(1)侧链对苯环的影响：苯的同系物比苯更易发生苯环上的取代反应，苯主要发生一元取代，而苯的
同系物能发生苯环上烷基的邻、对位取代。如苯与浓硝酸、浓硫酸混合加热主要生成硝基苯，而甲
苯与浓硝酸、浓硫酸在一定条件下反应生成2，4，6－三硝基甲苯(TNT)。
(2)苯环对侧链的影响：烷烃不易被氧化，但苯环上的烷基易被氧化。某些苯的同系物能使酸性
KMnO 溶液褪色。
4考点 芳香烃的结构与性质
59
(双选)工业上可由乙苯生产苯乙烯： ，
例
下列说法正确的是( A C )
A．该反应的类型为消去反应
B．乙苯的同分异构体共有三种
C．可用Br /CCl 鉴别乙苯和苯乙烯
2 4
D．乙苯和苯乙烯分子内共平面的碳原子数均为7
【解析】由乙苯生产苯乙烯，生成小分子H ，则该反应为消去
2
反应，A项正确；乙苯的同分异构体可以是芳香烃，如二甲苯，而二甲苯有邻、间、对三种，
也可以是无苯环的，如CH ===CH—CH===CH—CH===CH—CH===CH 等，所以乙苯
2 2
的同分异构体多于三种，B项错误；苯乙烯中含有碳碳双键，能使溴的CCl 溶液褪色，而乙
4
苯不能，所以可用Br /CCl 鉴别乙苯和苯乙烯，C项正确；苯和乙烯均是平面形分子，碳碳单
2 4
键可以旋转，所以乙苯中共平面的碳原子最多有8个，苯乙烯中共平面的碳原子最多也有8个，
D项错误。考点 芳香烃的结构与性质
59
Ø 考法 常见反应类型的判断与反应条件★★★★
3
u1．理解各反应类型的特点
(1)取代反应和加成反应是两类重要的有机反应，饱和烃的特征反应是取代反应，不
饱和烃的特征反应是加成反应。
(2)烷烃的取代反应产物复杂，一般不用于有机合成；烯烃的加成反应产物单一，是
有机合成的较好方法。
(3)加聚反应：通过加成聚合反应形成高分子化合物。加聚反应除具有加成反应的特
点外，生成物还必须是高分子化合物。
u2．有机反应条件
有机反应条件可总结为“烷代光、苯代铁，凡是加氢都用镍”。考点 芳香烃的结构与性质
59考点 芳香烃的结构与性质
59
例 [全国Ⅱ2016·8，6分]下列各组中的物质均能发生加成反应的是( B )
A．乙烯和乙醇 B．苯和氯乙烯
C．乙酸和溴乙烷 D．丙烯和丙烷
【解析】加成反应是不饱和化合物的一种特征反应，发生在双键或三键等官能团上。
A项中的乙醇、C项中的溴乙烷和D项中的丙烷都属于饱和有机物，均不能发生加成
反应，且C项中的乙酸也不能发生加成反应；B项中的苯能与氢气发生加成反应生成
环己烷，氯乙烯可与氢气发生加成反应生成氯乙烷，符合题意。第 节 烃的衍生物
3
l 考点60 卤代烃的结构与性质
l 考点61 醇、酚的结构与性质
l 考点62 醛、酮的结构与性质
l 考点63 羧酸及其衍生物的结构与性质考点 卤代烃的结构与性质
60
l 考点60 卤代烃的结构与性质
Ø 考法 卤代烃的水解反应和消去反应★★★★
1
Ø 考法 卤代烃在有机合成中的应用★★★★
2考点 卤代烃的结构与性质
60
u1．卤代烃的定义
烃分子中的氢原子被卤素原子取代后生成的化合物叫卤代烃，其官能团为__卤__素_原__子___。
u2．卤代烃的物理性质
(1)状态：通常情况下，除CH Cl等少数卤代烃为气体外，大多为液体或固体。
3
(2)沸点：比相同碳原子数的烷烃沸点高；一般卤代烃的沸点随碳原子数的增加而_升__高___；
烃基相同，而卤素原子不同时，沸点随卤素原子相对原子质量的增大而_升__高___。
(3)溶解性：不溶于水，可溶于有机溶剂。
(4)密度：比相同碳原子数的烃密度大，密度一般随烃基中碳原子数目的增加而_ 减__小___。考点 卤代烃的结构与性质
60
u3．卤代烃的化学性质
(1)水解反应(取代反应)——在NaOH的水溶液中加热
(2)消去反应——在NaOH的醇溶液中加热
在一定条件下，从一个有机物分子内脱去一个或几个小分子(如H O、HX等)，生成
2
含不饱和键的化合物的反应称为消去反应。
卤代烃发生消去反应可生成烯烃、炔烃等。考点 卤代烃的结构与性质
60
u4．卤代烃的制备方法考点 卤代烃的结构与性质
60
u5．卤代烃中卤素原子的检验
(1)检验方法
氯
溴
碘
(2)注意事项
①水解后不要遗漏加入稀硝酸中和NaOH的步骤。
②正确利用卤化银的颜色确定所含卤素原子种类。考点 卤代烃的结构与性质
60
Ø 考法 卤代烃的水解反应和消去反应★★★★
1
u1．注意两种反应的条件
(1)卤代烃发生水解反应的条件：NaOH水溶液并加热。
【说明】卤素原子连在
(2)卤代烃发生消去反应的条件：NaOH醇溶液并加热。
苯环上，发生水解反应
的条件较高，一般采用
u2．能发生两种反应的卤代烃的结构特点
高温、高压条件。
(1)分子中只要有—X，在一定条件下就能水解(X为卤素)：考点 卤代烃的结构与性质
60
(2)卤代烃分子中与卤素原子相连的碳原子的邻位碳原子上必须有氢原子才能发
生消去反应。如 、CH X就不能发生消去反应。
3
【注意】(1)有些二元卤代烃发生消去反应后引入碳碳三键，如：
(2)多个羟基连在同一个碳原子上的分子结构不稳定，容易脱水，故卤代烃发生水
解反应除了可得到醇和酚，也可得到醛、酮等。
(3)不对称的卤代烃发生消去反应时，一般先消去含氢较少的邻位碳上的氢，可生
成不同的不饱和烃。
(4)苯环的大π键很稳定，故一氯代苯不能发生消去反应。考点 卤代烃的结构与性质
60
[江苏2020·12，4分](双选)化合物Z是合成某种抗结核候选药物的重要中间
例
体，可由下列反应制得。
下列有关化合物X、Y和Z的说法正确的是( C D )
A．X分子中不含手性碳原子
B．Y分子中的碳原子一定处于同一平面
C．Z在浓硫酸催化下加热可发生消去反应
D．X、Z分别在过量NaOH溶液中加热，均能生成丙三醇考点 卤代烃的结构与性质
60
【解析】X分子中间的碳原子连接4个不同的原子或原子团，该碳原子为手性碳原子，A错
误；Y分子中苯环和碳氧双键为平面结构，—CH 中的碳原子为饱和碳原子，与其所连的1
3
个O原子、3个H原子形成四面体结构，苯环上的6个碳原子及其所连的原子共面，由于单
键可旋转，—CH 中的碳原子不一定和苯环上碳原子共面，即该分子中所有碳原子不一定
3
都处于同一平面，B错误；Z分子中羟基可以和其所连碳原子的相邻碳原子上的氢原子在
浓硫酸、加热条件下发生消去反应，C正确；X在过量的NaOH溶液中加热，Cl原子被羟
基取代生成丙三醇，Z在过量的NaOH溶液中加热，先发生水解反应生成X，X继续与
NaOH溶液反应生成丙三醇，D正确。考点 卤代烃的结构与性质
60
Ø 考法 卤代烃在有机合成中的应用★★★★
2
u1．引入羟基
卤代烃水解：
u2．引入不饱和键
卤代烃消去：
u3．改变官能团的位置
通过卤代烃的消去反应获得烯烃，再通过烯烃与HX在一定条件下的加成反应，又得
到卤代烃，但卤素原子的位置发生了变化。
例如，以1－溴丙烷为主要原料，选择相应试剂制取少量2－溴丙烷，制取过程为考点 卤代烃的结构与性质
60
u4．改变官能团的数目
通过卤代烃的消去反应获得烯烃，再通过烯烃与X 的加成反应得到二卤代烃(X为卤素)。
2
例如，以1－溴丙烷为主要原料，选择相应试剂制取少量1，2－二溴丙烷，制取过程为
u5．进行官能团保护
烯烃中的碳碳双键易被氧化，常采用以下两步保护碳碳双键，如：考点 卤代烃的结构与性质
60
例
加成反应
环己烷
消去反应
在试管中加入少量水，向其中滴入几滴苯
或溴苯未知液体，若沉入水底，则该液体是溴苯；若浮在水面，则该液体是苯考点 卤代烃的结构与性质
60
【解析】(1)观察流程
，
可知反应①为苯和氢气的加成反应，
化合物A的化学名称为环己烷。
(2)环己烷和氯气发生取代反应生成化合物B，则B的结构简
式为 ，反应②为卤代烃在氢氧化钠醇溶液中的消去
反应。
(3)苯的密度比水小，溴苯的密度比水大，且二者均难溶于
水，据此设计实验。第 节 烃的含氧衍生物
3
l 考点61 醇、酚的结构与性质
Ø 考法3 醇的消去反应和催化氧化反应的规律★★★★
Ø 考法4 苯酚的检验及注意事项★★★考点 醇、酚的结构与性质
61
u1．醇的结构和性质
(1)结构：羟基与烃基或苯环侧链上的碳原子相连，饱和一元脂肪醇的通式为
__ C __ H _____ O _ H __(n ≥ 1)。
n 2n＋1
(2)化学性质(以C H OH为例，结合断键位置理解)
2 5考点 醇、酚的结构与性质
61考点 醇、酚的结构与性质
61考点 醇、酚的结构与性质
61
(3)醇的分类
(4)醇的物理性质递变规律
升高
氢键
减小考点 醇、酚的结构与性质
61
(5)几种常见的醇考点 醇、酚的结构与性质
61
u2．苯酚的结构和性质
(1)结构
苯酚的分子式为___ C _ H ___ O _____，结构简式为__________，是最简单的酚。
6 6
(2)物理性质
苯酚是无色晶体，具有特殊气味，有毒；常温下，苯酚__微__溶__于水，易溶于乙醇等有
机溶剂，当温度高于65 ℃时与水混溶。
【注意】若皮肤上沾有苯酚，可用_酒__精___清洗。
(3)化学性质
①酚羟基的反应(弱酸性)考点 醇、酚的结构与性质
61
弱酸性
与金属钠反应：
________________________________________________________________________
与NaOH反应：
________________________________________________________________________
与Na CO 反应：
2 3
________________________________________________________________________考点 醇、酚的结构与性质
61
②氧化反应
缓慢氧化：在空气中久置变为粉红色；
KMnO (H＋)氧化：使KMnO (H＋)溶液的紫红色褪去；
4 4
点燃氧化：
③取代反应(卤代、硝化等)
卤代(常用于酚羟基的检验)：
______________________________________________________
硝化：考点 醇、酚的结构与性质
61
【划重点】①酚与饱和溴水发生取代反应时，只有苯环上酚羟基的邻、对位上的氢原
子被溴原子取代。
②苯酚的取代反应比苯、甲苯都容易发生，这是由于—OH对苯环有影响，使其邻、
对位的H原子活化程度较大。考点 醇、酚的结构与性质
61
u3.脂肪醇、芳香醇、酚的结构比较考点 醇、酚的结构与性质
61
Ø 考法 醇的消去反应和催化氧化反应的规律★★★★
3
u1．醇的消去反应规律
只有与羟基相连的碳原子的邻位碳上有氢原子(β－H)的醇才可以
在浓硫酸、加热条件下发生消去反应，形成不饱和键。考点 醇、酚的结构与性质
61
u2．醇的催化氧化反应的规律
(1)与羟基相连的碳原子(α－C)上有两个或三个氢原子的醇(RCH —OH)，可被氧化生
2
成醛。如：
(2)与羟基相连的碳原子(α－C)上有一个氢原子的醇 ，可被氧化生成酮。
如：
(3)与羟基相连的碳原子(α－C)上没有氢原子的醇 ，不能被催化氧化。考点 醇、酚的结构与性质
61
[全国Ⅰ 2020·8，6分]紫花前胡醇 可从中药材当归和白芷中
例
提取得到，能提高人体免疫力。有关该化合物，下列叙述错误的是( B )
A．分子式为C H O B．不能使酸性重铬酸钾溶液变色
14 14 4
C．能够发生水解反应 D．能够发生消去反应生成双键
【解析】根据键线式的拐点和终点均代表1个碳原子且每个碳原子形成4个价键确定，
紫花前胡醇的分子式为C H O ，A正确；分子中存在碳碳双键和 ，均可以把酸
14 14 4
性重铬酸钾溶液中的Cr O 2－(橙色)还原为Cr3＋(绿色)，B错误；分子中存在酯基，酯基
2 7
能够发生水解反应，C正确；分子中含有羟基且羟基所连碳原子的相邻碳原子上有氢
原子，可以发生消去反应生成碳碳双键，D正确。考点 醇、酚的结构与性质
61
Ø 考法 苯酚的检验及注意事项★★★
4
u1. 用溴水检验
苯酚与浓溴水的反应很灵敏，很稀的苯酚溶液就能与浓溴水反应生成沉淀，
因此该反应既可定性检验，也可定量测定苯酚。
【划重点】①该实验一定要用浓溴水，且溴水的量要足，否则不能生成白色沉淀；
②该反应一般用于苯酚的检验，而不能用于苯酚的分离和提纯，因为生成的2，4，6－
三溴苯酚易溶于有机溶剂。
u2. 用FeCl3溶液检验
苯酚遇FeCl 溶液显紫色(是紫色溶液，不生成沉淀)，其他酚类遇Fe3＋也显特
3
征颜色，称为显色反应。该反应灵敏度高，常用于酚类的定性检验。考点 醇、酚的结构与性质
61
[天津2017·2，6分]汉黄芩素是传统中草药黄芩的有效成分之一，对肿
例
瘤细胞的杀伤有独特作用。下列有关汉黄芩素的叙述正确的是( B )
A. 汉黄芩素的分子式为C H O
16 13 5
B. 该物质遇FeCl 溶液显色
3
C. 1 mol该物质与溴水反应，最多消耗1 mol Br
2
D. 与足量H 发生加成反应后，该分子中官能团
2
的种类减少1种考点 醇、酚的结构与性质
61
【解析】由汉黄芩素的结构简式可知，汉黄芩素分子中含有16个碳原子、5个氧原
子，结构中含有两个苯环、一个杂环、1个碳碳双键和1个碳氧双键，不饱和度为
4×2＋3＝11，则分子中的氢原子个数为16×2＋2－11×2＝12，故分子式为
C H O ，A错误。分子中含有酚羟基，遇氯化铁溶液会发生显色反应，B正确。
16 12 5
酚羟基的邻位碳原子上的氢原子能与溴发生取代反应，杂环中的碳碳双键能与溴水
中的溴发生加成反应，所以1 mol该物质最多消耗2 mol Br ，C错误。苯环、碳碳
2
双键、羰基都能与H 发生加成反应，原有的官能团有(酚)羟基、醚键、羰基、碳碳
2
双键，加成后的官能团有羟基、醚键，故与H 发生加成反应后减少的官能团的种
2
类数为2，D错误。考点 醛，酮的结构与性质
62
l 考点62 醛，酮的结构与性质
Ø 考法5 醛与银氨溶液、新制Cu(OH)2悬浊液反应
★★★★
Ø 考法6 醛与醛加成信息的应用★★★★
Ø 考法7 酮的结构与性质考点 醛，酮的结构与性质
62
u1. 醛的概念
(1)概念：由烃基(或氢原子)与醛基相连而构成的化合物。饱和一元醛的通式为
C H O
___n___2_n___(n≥1)，官能团是醛基( 或—CHO)。
u2. 常见的醛
(2)常见的醛
①乙醛：结构简式为CH CHO，是无色、具有刺激性气味的液体，其密度比水小，易挥
3
发，能跟水、乙醇等互溶。
②甲醛(蚁醛)：结构式为_____________，4个原子共平面。甲醛的分子结构特别，
相当于含2个醛基： 。
甲醛是无色、具有刺激性气味的气体，易溶于水。福尔马林是含有35%～40%甲醛的水
溶液，具有杀菌、防腐性能(因为甲醛能使蛋白质变性)，其稀溶液能浸制生物标本。考点 醛，酮的结构与性质
62
u3. 醛类的化学性质(以乙醛为例)
(1)氧化反应
①催化氧化：
________________________________________________________________________
②被弱氧化剂氧化，如被银氨溶液氧化(银镜反应)：
________________________________________________________________________
【注意】可利用这一反应原理制镜或制保温瓶胆等。
被新制Cu(OH) 悬浊液氧化：
2
________________________________________________________________________
③被强氧化剂氧化
—CHO具有较强的还原性，能被酸性KMnO 溶液等强氧化剂氧化为—COOH，从而
4
使酸性KMnO 溶液褪色。
4考点 醛，酮的结构与性质
62
(2)加成(还原)反应
催化加氢：醛能与H 发生加成反应生成醇(有机物加氢属于还原反应)，但不能与Br
2 2
发生加成反应。
(3)加聚反应：
u4. 酮
(1)概念：羰基与两个烃基相连的化合物叫作酮，其结构简式可表示为
(R、R′为烃基)，饱和一元酮的通式为C H O(n≥3)。
n 2n
(2)化学性质
①不能发生银镜反应，不能被新制Cu(OH) 悬浊液氧化。
2
②能发生加成反应。考点 醛，酮的结构与性质
62
(3)常见的酮——丙酮
丙酮是最简单的酮，在常温下，丙酮是无色透明的液体，密度比水小，易挥
发，易燃烧，可与水、乙醇、乙醚等以任意比例互溶，能溶解多种有机物，是重
要的有机溶剂和化工原料。
【注意】醛、酮的区别及联系考点 醛，酮的结构与性质
62考点 醛，酮的结构与性质
62
Ø 考法 醛与银氨溶液、新制 悬浊液反应★★★★
5 Cu(OH)2
u1. 醛与银氨溶液反应的注意事项
(1)试管内壁要光滑、洁净。
(2)银氨溶液必须现用现配，不可久置，否则会生成易爆炸物质。
(3)配制银氨溶液时，氨水、AgNO 溶液都必须是稀溶液，且是把稀氨水逐滴
3
加入稀AgNO 溶液中(顺序不能颠倒)，直到最初生成的沉淀恰好溶解为止，
3
氨水不能过量，否则会生成易爆炸物质。
(4)银镜反应的条件是水浴加热，不能直接加热，加热时不可振荡或摇动试管，
避免生成黑色的银粉。
(5)银镜反应的关系式：—CHO～H O～2Ag～3NH 。
2 3考点 醛，酮的结构与性质
62
u2. 醛与新制Cu(OH)2悬浊液反应的注意事项
(1)所用Cu(OH) 悬浊液必须是新制的，因为新制的Cu(OH) 悬浊液中有絮状沉淀，
2 2
跟醛的接触面积大。
(2)配制Cu(OH) 悬浊液时，必须保证NaOH明显过量。
2
(3)加热必须至沸腾状态，才能观察到明显的砖红色沉淀。
(4)沸腾状态不能保持太久，否则会生成黑色沉淀，这是Cu(OH) 受热分解生成
2
CuO所致。
(5)与新制Cu(OH) 悬浊液反应的关系式：
2
—CHO～NaOH～2Cu(OH) ～Cu O～3H O
2 2 2考点 醛，酮的结构与性质
62
[浙江2019年4月·26，6分]以煤、天然气和生物质为原料制取有机化合物日益受到重
例
视。E是两种含有碳碳双键的酯的混合物。相关物质的转化关系如下(含有相同官能
团的有机物通常具有相似的化学性质)：
请回答：
(1)A → B的反应类型为_氧__化_反__应__ ， C 中 含 氧 官 能 团 的 名 称 为 _ _ _羧__基___。考点 醛，酮的结构与性质
62
(2)C与D反应得到E的化学方程式为
________________________________________________________________________。
(3)检验B中官能团的实验方法为
__加__过__量__银__氨__溶__液__，__加__热__，__出__现__银__镜__，__说__明__有__醛__基__；__用__盐__酸__酸__化__，__过__滤__，__滤__液__中__加__入__溴__水__，_
若溴水褪色，说明有碳碳双键
_______________________________________________________________________________。考点 醛，酮的结构与性质
62
【解析】B到C发生氧化反应，醛基被氧化成羧基，C为CH ===CH—COOH；油脂
2
在酸性条件下水解得到高级脂肪酸和甘油，结合D的分子式，可知D为甘油考点 醛，酮的结构与性质
62
(3)B中含有碳碳双键和醛基，两者都易被氧化，其中醛基能被弱氧化剂氧化，因而需要先检
验醛基，可采用银氨溶液检验，注意需要加过量的银氨溶液将醛基全部氧化；因为银氨溶
液呈碱性，能和溴水反应，需要先用盐酸酸化，然后在过滤后的滤液加入溴水，观察现象。考点 醛，酮的结构与性质
62
Ø 考法 醛与醛加成信息的应用★★★★
6
有邻位碳且邻位碳上有H原子的醛：断裂醛基邻位碳原子上的C—H键；
无邻位碳或者有邻位碳但邻位碳上没有H原子的醛：断裂醛基的碳氧双键，生成
C—C键和O—H键。
[全国Ⅰ2017·36题节选]化合物H是一种有机光电材料中间体。实验室由芳香化合
例
物A制备H的一种合成路线如下：考点 醛，酮的结构与性质
62
回答下列问题：
(1)A的化学名称是_苯___甲__醛__。
(2)由C生成D和E生成F的反应类型分别是___
加
__
成
___
反
__
应
__ __ 、 _
取
__
代
__
反
__
应
_______。
(3)E的结构简式为_____________________________________。
(4)G为甲苯的同分异构体，由F生成H的化学方程式为
______________________________________________________________________________。考点 醛，酮的结构与性质
62考点 醛，酮的结构与性质
62考点 醛，酮的结构与性质
62考点 醛，酮的结构与性质
62
Ø 考法 酮的结构和性质★★★★
7考点 醛，酮的结构与性质
62
[江苏2018·17题节选] 丹参醇是存在于中药丹参中的一种天然产物。合成丹参醇
例
的部分路线如下：
碳碳双键、羰基
(1)A 中的官能团名称为_____________________(写两种)。
消去反应
(2)D→E的反应类型为____________。
(3)B的分子式为C H O，写出 B 的结构简式：
9 14
__________________________________。
(4) 的一种同分异构体同时满足下列条件，
写出该同分异构体的结构简式：
__________________________________。
①分子中含有苯环，能与FeCl 溶液发生显色反应，不能发生银镜反应；
3
②碱性条件下水解生成两种产物，酸化后分子中均只有2种不同化学环境的氢。考点 醛，酮的结构与性质
62考点 醛，酮的结构与性质
62考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
l 考点63 羧酸及其衍生物的结构与性质
Ø 考法 乙酸乙酯的制备★★★★
8
Ø 考法 羧酸和酯的性质及应用★★★★
9
Ø 考法6 醇、酚、羧酸中—OH活性的比较★★★
Ø 考法7 与Na、NaOH、Na2CO3和NaHCO3
反应的有机官能团★★★★考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
u1．乙酸
(1)组成与结构
分子式 结构简式 官能团
_ C __ H __ O ___ _ _ C_H__C__O_O_H__ _ __羧__基_(_—__C_O__O_H_)_
2 4 2
3
(2)物理性质考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
(3)化学性质
【注意】酯化反应属于取代反应。
u2．制备乙酸乙酯
(1)制备原理考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
(2)制备装置图
(3)反应特点：通常反应速率很慢，且反应是可逆的。
(4)反应规律：发生酯化反应时，酸脱羟基醇脱氢。
(5)试剂加入顺序：先加无水乙醇，再加浓硫酸，最后加乙酸。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
u3. 羧酸
(1)定义：由烃基(或氢原子)与羧基相连而构成的有机化合物，官能团为羧基(—COOH)。
(2)化学性质
①弱酸性：官能团—COOH能电离出H＋，羧酸可以与Na、NaOH、Na CO 、NaHCO 反应。
2 3 3
点燃
②氧化反应： CH COOH＋2O 2CO ＋2H O。
3 2 2 2
___________________________________________
有机羧酸与醇发生酯化反应机理：_ _酸_ _ 脱 羟 基 ， _ 醇___脱氢。酯化反应属于取代反应。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
(3)几种重要的羧酸
①甲酸(HCOOH)：
甲酸的分子中既含有_羧___基__，又含有_醛__基___(如图所示)，因此甲酸既能体现羧酸的性质，
又能体现醛的性质。
②草酸(乙二酸)：草酸(HOOC—COOH)的酸性强于甲酸，具有强还原性，可使酸性
KMnO 溶液褪色；可作漂白剂，消除墨水痕迹。
4
③苯甲酸：是一种无色晶体，易升华，微溶于水，易溶于乙醇。苯甲酸可用于合成香
料、药物等，其钠盐是常用的食品防腐剂。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
u4. 酯考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
u5.胺
概念：烃基取代氨分子中的氢原子而形成的化合物，称为胺，一般可写作R—NH 。胺也可以看
2
作是烃分子中的氢原子被—NRR′(R和R′可以是氢原子或烃基)所替代得到的化合物。如
CH NH (甲胺) 、 (苯胺)等。
3 2
物理性质 化学性质
胺与氨，除前者易燃外，性质很相像，低级胺是 胺与氨相似，分子中的氮原子上含有未共用
气体或易挥发的液体，气味与氨相似，有的有鱼腥味， 的电子对，能与H＋结合而显碱性，如苯胺能与
高级胺为固体。芳香胺为高沸点的液体或低熔点的固 盐酸反应，生成可溶于水的苯胺盐酸盐。
体，具有特殊的气味。芳香胺的毒性很大。胺的用途
很广，是重要的化工原料。
一级、二级和三级胺与水能形成氢键，一级和二
级胺本身分子间也能形成氢键，由于氮的电负性不如
氧大，胺的氢键不如醇的氢键强，因此，胺的沸点比
具有相同相对分子质量的醇的沸点低。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
u6．酰胺
(2)物理性质
酰胺除甲酰胺外，都是固体；低级酰胺可溶于水，如N，N－二甲基甲酰胺和N，N－二
甲基乙酰胺可与水以任意比例混溶。
(3)化学性质
酰胺在酸或碱存在并加热的条件下可以发生水解反应。若水解时加入碱，生成的酸就会变
成盐，同时有氨气逸出。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
Ø 考法 乙酸乙酯的制备★★★★
8
u1．实验室制取乙酸乙酯的注意事项
(1)加试剂时的顺序：乙醇→浓H SO →乙酸，不能先加浓H SO 。
2 4 2 4
(2)浓H SO 在酯化反应中的作用是催化剂和吸水剂。
2 4
(3)加热要均匀，防止乙醇、乙酸的大量挥发和液体暴沸。
(4)长导管起导气、冷凝的作用，不能伸入饱和碳酸钠溶液中，以防倒吸。
(5)从化学平衡角度考查：多加1 mL乙醇，平衡正向移动，增大乙酸的转化率；浓硫
酸吸收生成的水，使平衡正向移动；及时蒸出产物乙酸乙酯，使平衡正向移动。
(6)忘记加沸石应停止加热，冷却后再补加。
u2．用饱和碳酸钠溶液吸收乙酸乙酯
(1)挥发出来的乙酸与碳酸钠反应生成易溶于水的盐，乙醇易溶于碳酸钠溶液，有利
于得到较纯的乙酸乙酯。
(2)乙酸乙酯在无机盐溶液中的溶解度较小，易分层。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
例 [全国Ⅰ 2018·9，6分]在生成和纯化乙酸乙酯的实验过程中，下列操作未涉及的是( D )
【解析】生成乙酸乙酯的发生装置是A，收集装置是B，故A、B均有涉及；纯化乙
酸乙酯是把碳酸钠溶液(含乙醇和乙酸钠)与油状的乙酸乙酯分离的过程，通常需要
经过振荡、静置分层、分液等操作，故C有涉及；D是蒸发操作，实验过程中未涉及。
【突破点】饱和碳酸钠溶液的作用：吸收挥发出来的乙醇、除去挥发出来的乙酸、
降低乙酸乙酯的溶解度。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
Ø 考法 羧酸和酯的性质及应用★★★★
9
u1. 含多个官能团的酸与醇的酯化反应
(1)多元酸和多元醇之间的酯化反应：每一个羟基与羧基都可以发生酯化反应，如乙二
酸与乙二醇的酯化反应：考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
(2) 同时含有羧基和羟基的物质，可以发生自身酯化反应，如乳酸
生成的酯的两端还存在羧基和羟基，可以继续发生酯化反应，形成聚酯。
②分子间的成环反应考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
(3)聚酯的形成
①羟基酸生成聚酯考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
u2. 酯的水解
(1)水解条件：在酸性条件下，酯类水解程度较小，书写方程式时用
“ ”；在碱性条件下，酯类水解比较彻底，书写方程式时用“ →”。
【注意】醇羟基不与OH－反应，故1 mol醇酯基在碱性条件下水解消耗1 mol OH－。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
例 [全国Ⅰ2018·36，15分]化合物W可用作高分子膨胀剂，一种合成路线如下：考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
回答下列问题：
(7)苯乙酸苄酯 是花香
氯乙酸
(1)A的化学名称为_ _______。
型香料，设计由苯甲醇为起始原料制备苯
取代反应
(2)②的反应类型是_ _ ____________。
乙酸苄酯的合成路线(无机试剂任选)。
(3)反应④所需试剂、条件分别为_ _ 乙 _ 醇 __/_ 浓 __ 硫 _ 酸 __ 、 __ 加 __ 热 ____。
(4)G的分子式为__C___H__O____。
12 18 3
(5)W中含氧官能团的名称是__ _醚 __ 键 __ 、 __ 羟 __ 基 _____。
(6)写出与E互为同分异构体的酯类化合物的结构简
式(核磁共振氢谱为两组峰，峰面
积比为1∶1)：________________________________。考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
【解析】(1)A为乙酸分子中甲基上的一个氢原子被一个氯原子取代的产物，故其名称为氯乙酸。
(2)B → C是B中的氯原子被氰基取代，所以反应类型为取代反应。
(3)D是丙二酸，E是丙二酸二乙酯，反应④是丙二酸与乙醇发生酯化反应生成丙二酸二乙酯，
因此所需的试剂是乙醇(C H OH)和浓硫酸，所需条件是加热。
2 5
(5)根据W的键线式可以得出其中含氧官能团的名称是醚键和羟基。
(6)E分子中有12个H原子，核磁共振氢谱有2组峰且峰面积比为1 ∶ 1，说明12个H中各有6个相
同的H原子，6个相同的氢原子分为2个相同的—CH ，即可能有2个—CH 连在同一个C原子上，
3 3
或者是2个—CH 处于对称结构；其次要求属于酯类同分异构体，则含酯基，由此得到的结构
3
简式为CH OOCC(CH ) COOCH 或CH COOC(CH ) OOCCH 。
3 3 2 3 3 3 2 3考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
Ø 考法 醇、酚、羧酸中 活性的比较★★★
10 —OH考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
Ø 考法 与 、 、 和 反
11 Na NaOH Na2CO3 NaHCO3
应的有机官能团★★★★
【注意】消耗NaOH的常见定量关系：
(2)可以和金属钠反应的有机官能团：羧基、羟基。
(3)可以和Na CO 反应的有机官能团：羧基、酚羟基。
2 3
(4)可以和NaHCO 反应的有机官能团：羧基。
3考点 羧酸及其衍生物的结构与性质
63
例
富马酸( )为二元羧
[海南化学2016·18题节选]
酸，1 mol富马酸与足量饱和NaHCO 溶液反应可放出
3
________L CO (标况)；富马酸的同分异构体中，同为二元
2
44.8
羧酸的还有________________(写出结构简式)。
【解析】
富马酸为二元羧酸，1 mol富马酸与足量饱和NaHCO 溶液反应生成2 mol CO ，
3 2
标准状况下体积为44.8 L；富马酸的同分异构体中，同为二元羧酸的还有 。第 节 生物大分子 合成高分子
4
l 考点64 基本营养物质 生物大分子
l 考点65 高分子化合物 合成高分子考点 基本营养物质 生物大分子
64
l 考点64 基本营养物质 生物大分子
Ø 考法1 基本营养物质的组成与结构★★★
Ø 考法2 基本营养物质的重要反应★★★★考点 基本营养物质 生物大分子
64
u1．糖类
(1)分类
果糖
麦芽糖
纤维素考点 基本营养物质 生物大分子
64
(2)性质
①葡萄糖
砖红色
【划重点】淀粉和
银镜
纤维素都是天然高
分子化合物。
②二糖(蔗糖、麦芽糖)
在稀酸催化下发生水解反应，如1 mol蔗糖水解生成 1 mol 葡萄糖和1 mol果糖，
1 mol麦芽糖水解生成2 mol葡萄糖。考点 基本营养物质 生物大分子
64
③多糖
葡萄糖考点 基本营养物质 生物大分子
64
u2．油脂
(1)组成和结构
油脂是高级脂肪酸与甘油反应所生成的酯，由C、H 、 O三种元素组成，其结构可表示为
【划重点】①常考高级脂肪酸：硬脂酸(C H COOH)、油酸(C H COOH)、软脂酸
17 35 17 33
(C H COOH)、亚油酸(C H COOH)。②天然油脂都是混合物，都是小分子。
15 31 17 31考点 基本营养物质 生物大分子
64
(2)性质
①油脂的水解(以硬脂酸甘油酯为例)
a．酸性条件下：
油脂在_碱__性___条件下的水解反应叫皂化反应。考点 基本营养物质 生物大分子
64
【划重点】油脂在酸性条件下的水解为可逆反应，用“ ”，而在碱性条件下的反应是
趋于完全的，用“→”。
②油脂的氢化
油脂氢化是加成反应，在工业上用于生产硬化油(人造脂肪)。
u4．蛋白质
(1)组成
蛋白质由C、H、O、N、S等元素组成，蛋白质分子是由氨基酸分子连接成的高
分子化合物。考点 基本营养物质 生物大分子
64
u3．氨基酸
(1)组成和结构
(2)性质考点 基本营养物质 生物大分子
64
u4．蛋白质
(1)组成
蛋白质由C、H、O、N、S等元素组成，蛋白质分子是由氨基酸分子连接成的高
分子化合物。考点 基本营养物质 生物大分子
64
(2)性质
变性
盐析
【划重点】①蛋白质的盐析是物理变化，该过程可逆；蛋白质的变性是化学变化，
该过程不可逆。②盐析用于蛋白质的分离提纯，变性用于杀菌消毒。考点 基本营养物质 生物大分子
64
（3）蛋白质中的氢键
u5．核酸考点 基本营养物质 生物大分子
64
Ø 考法 基本营养物质的组成与结构★★★
1
u1．糖类中的单糖、二糖不属于高分子化合物，但淀粉、纤维素属于天然
有机高分子化合物。
u2．单糖如葡萄糖不能水解成更简单的糖，二糖、多糖在一定条件下均
能发生水解反应。
u3．油脂的相对分子质量较大，但不属于高分子化合物；油脂属于酯类
化合物，可以发生酯的相关反应，如水解反应。
u4．蛋白质是天然有机高分子化合物，但其水解的最终产物氨基酸不是
高分子化合物。考点 基本营养物质 生物大分子
64
例 [全国Ⅲ2017·8，6分]下列说法正确的是( A )
A．植物油氢化过程中发生了加成反应
B．淀粉和纤维素互为同分异构体
C．环己烷与苯可用酸性KMnO 溶液鉴别
4
D．水可以用来分离溴苯和苯的混合物
【解析】油脂的氢化是指不饱和高级脂肪酸的甘油酯催化加氢变成饱和高级脂肪酸的甘
油酯，此过程中发生了加成反应，A正确；淀粉和纤维素的分子式都可表示为(C H O ) ，
6 10 5 n
由于n值不同，二者不互为同分异构体，B错误；环己烷和苯均不能使酸性KMnO 溶液褪
4
色，故不能用酸性KMnO 溶液鉴别，C错误；溴苯和苯都属于有机物，都难溶于水，故二
4
者不能用水分离，D错误。考点 基本营养物质 生物大分子
64
Ø 考法 基本营养物质的重要反应★★★★
2
u1．基本营养物质的特征反应
(1)葡萄糖的特征反应
①加热条件下，使新制的氢氧化铜悬浊液产生砖红色沉淀；
②碱性、水浴加热条件下，与银氨溶液反应析出银(银镜反应)。
(2)淀粉的特征反应
常温下，淀粉遇碘变蓝色。
(3)蛋白质的特征反应
①浓硝酸可以使部分蛋白质变黄，也称为蛋白质的颜色反应，可以用来鉴别部分蛋白质；
②蛋白质燃烧时，有烧焦羽毛的气味，可以用来鉴别蚕丝(或羊毛)与棉织品。
【注意】只有含有苯环的蛋白质才能发生颜色反应。考点 基本营养物质 生物大分子
64
u2．基本营养物质的水解反应
(1)二糖水解
(2)多糖水解考点 基本营养物质 生物大分子
64
②实验现象及结论
情况 现象A 现象B 结论
1 溶液呈蓝色 未产生银镜 未水解 【划重点】在使用新制
2 溶液呈蓝色 出现银镜 部分水解 Cu(OH) 悬浊液或银氨溶液进
2
行检验前，需确保溶液显碱
3 溶液不呈蓝色 出现银镜 完全水解
性，否则无法检验。
(3)油脂的水解
(4)蛋白质的水解：考点 高分子化合物 合成高分子
65
l 考点65 高分子化合物 合成高分子
Ø 考法 高聚物单体的推断★★★★
3考点 高分子化合物 合成高分子
65
u1.加聚反应
(1)定义：由不饱和的相对分子质量小的化合物分子以加成反应的形式结
合成相对分子质量大的化合物分子的反应叫作加成聚合反应，简称加聚
反应。如：
(2)特点
①单体必须为含有双键或三键等不饱和键的化合物。
②发生加聚反应的过程中，没有副产物产生，聚合物链节的化学组成与
单体的化学组成相同。
(3)常考的加聚反应：单烯烃加聚、共轭二烯烃加聚、炔烃加聚、醛的加
聚。考点 高分子化合物 合成高分子
65
u2.缩聚反应
(1)定义：单体相互结合成聚合物的同时有小分子生成的反应叫作缩合聚合反应，
简称缩聚反应。如：
(2)特点
①发生缩聚反应的单体应至少含有两个官能团，含两个官能团的单体缩聚后生成
的聚合物呈线型结构。
②书写缩聚物的结构式时，要在方括号外侧写出链节余下的端基原子或原子团。
(3)常考的缩聚反应：羟基酸的缩聚、二元羧酸和二元醇的缩聚、氨基酸的缩聚、
二元
胺和二元羧酸的缩聚、酚醛树脂的制备。考点 高分子化合物 合成高分子
65
Ø 考法 高聚物单体的推断★★★★
3
u1. 加聚产物单体的推断
(1)若链节的主链上只有2个碳原子，且以单键相连，则单体必为一种含有碳碳
双键的物质，只要将两个半键闭合即可。
(2)若链节中只有碳原子，且碳原子数较多，其推断规律是“有双键，四碳断，
单双键互变；无双键，两碳断，单键变双键”。考点 高分子化合物 合成高分子
65
u2. 缩聚产物单体的推断考点 高分子化合物 合成高分子
65
(2)若链节中间(不在端上)含有肽键，则从肽键中间断开，在亚氨基上加氢，在羰基上
加羟基，即得高聚物的单体。若肽键两边为不对称结构，则单体为两种。考点 高分子化合物 合成高分子
65专题1 氧化还原反应方程
式的配平和相关计算
演讲人：专题 氧化还原反应方程式的配平和相关计算
1
Ø必备知识 整合提升
Ø考法1 信息型氧化还原反应方程式的书写
Ø考法2 氧化还原反应的相关计算专题 氧化还原反应方程式的配平和相关计算
1
Ø必备知识 整合提升
u 1. 配平原则专题 氧化还原反应方程式的配平和相关计算
1
u 2. 氧化还原反应方程式的配平步骤
【注意】化学方程式
配平观察顺序：一看
金属、二看非金属、
三看H和O元素；
离子方程式配平观察
顺序：一看金属、二
看非金属、三看电荷
守恒、四看H和O元
素。专题 氧化还原反应方程式的配平和相关计算
1
u3. 氧化还原反应方程式的配平方法
(1)正向配平法
适合反应物分别是氧化剂、还原剂的反应。如：
(2)逆向配平法
适用于一种元素的化合价既升高又降低的反应和分解反应中的氧化还原反
应。先确定生成物的化学计量数，然后确定反应物的化学计量数。如：
由于S的化合价既升高又降低，而且升降总数要相等，所以K S的化学计量
2
数为2，K SO 的化学计量数为1，然后确定S的化学计量数为3。
2 3专题 氧化还原反应方程式的配平和相关计算
1
(3)整体配平法
若某一氧化还原反应中，有三种元素的化合价发生了变化，但其中一种反应物中同时有两
种元素化合价升高或降低，这时要进行整体配平。
如Cu S＋HNO ―→Cu(NO ) ＋NO＋H SO ＋H O，有Cu、S、N三种元素的化合价变化，
2 3 3 2 2 4 2
Cu S中Cu、S元素化合价均升高，看作一个整体，
2
配平方得专题 氧化还原反应方程式的配平和相关计算
1
(4)缺项配平法
缺项化学方程式是指某些反应物或生成物的分子式没有写出来，一般为水、酸或碱；
若是离子方程式，所缺物质一般为H＋、OH－和H O。
2
①配平方法：先用“化合价升降法”配平含有变价元素的物质的化学计量数，然后由
原子守恒确定未知物，再根据原子守恒进行配平。
②补项原则
条件 补项原则
酸性条件下 缺H(氢)或多O(氧)补H＋，少O(氧)补H O(水)
2
碱性条件下 缺H(氢)或多O(氧)补H O(水)，少O(氧)补OH－
2
【划重点】配平的基本技能：(1)全变从左边配：氧化剂、还原剂中某元素化合价全变
的，一般从左边反应物着手配平。(2)自变从右边配：自身氧化还原反应(包括分解、歧
化)一般从右边着手配平。考法 信息型氧化还原反应方程式的书写
1
Ø考法1 信息型氧化还原反应方程式的书写考法 信息型氧化还原反应方程式的书写
1
酸性KMnO 溶液吸收SO 烟气的离子方程式书写。(已知此环境下MnO －的还原产物为Mn2＋)
4 2 4
【解】
第1步：定产物。根据题干和经验确定SO 的氧化产物为SO 2－，MnO －的还原产物为Mn2＋。
2 4 4
MnO －＋SO ―→ Mn2＋＋SO 2－
4 2 4
第2步：平电子。Mn元素由＋7价降低到＋2价，降低了5价，S元素由＋4价升高到＋6价，升
高了2价，求出2和5的最小公倍数，确定氧化剂、还原剂、氧化产物和还原产物的化学计量数。
2MnO －＋5SO ―→ 2Mn2＋＋5SO 2－
4 2 4
第3步：平电荷。酸性环境选择H＋保证电荷守恒。
2MnO －＋5SO ―→ 2Mn2＋＋5SO 2－＋4H＋
4 2 4
第4步：平氢氧。用H O保证H和O的原子守恒。
2
2H O＋2MnO －＋5SO === 2Mn2＋＋5SO 2－＋4H＋
2 4 2 4考法 信息型氧化还原反应方程式的书写
1
例
(1)[全国Ⅰ 2020·26题节选]“酸浸氧化”中，VO＋和VO2＋被MnO 氧化成
2
VO ＋，写出VO＋转化为VO ＋反应的离子方程式
2 2
_____
V
__
O
_
＋
_
＋
__
M
_
n
_
O
__
＋
__
2
_
H
_
＋
_
=
__
=
_
=
_
V
_
O
__
＋
_
＋
__
M
_
n __2＋
_
＋
__
H
__
O
______________________
2 2 2
(2)[全国Ⅲ 2020·27题节选]硫酸镍在强碱溶液中用NaClO氧化，可沉淀出能
用作镍镉电池正极材料的NiOOH。写出该反应的离子方程式
2Ni2＋＋ClO－＋4OH－=== 2NiOOH↓＋Cl－＋H O
____________________________________________2________________
【解析】(1)VO＋转化为VO ＋时，钒元素的化合价由＋3价升至＋5价，1 mol VO＋
2
失去2 mol电子，MnO 被还原为Mn2＋，Mn元素的化合价由＋4价降至＋2价，1 mol
2
MnO 得到2 mol电子，根据得失电子守恒及电荷守恒配平VO＋转化为VO ＋反应的
2 2
离子方程式为VO＋＋MnO ＋2H＋=== VO ＋＋Mn2＋＋H O。
2 2 2
(2)由题给信息可知，该反应是氧化还原反应，氧化剂是ClO－，还原剂是Ni2＋，氧
化产物是NiOOH，则还原产物是Cl－，结合得失电子守恒、质量守恒、碱性介质配
平得2Ni2＋＋ClO－＋4OH－=== 2NiOOH↓＋Cl－＋H O。
2考法 氧化还原反应的相关计算
2
Ø考法2 氧化还原反应的相关计算
u1. 应用得失电子守恒解题
根据题中物质的物质的量和得失电子守恒列出等式。
n(氧化剂)×变价原子个数×化合价变化值＝n(还原剂)×变价原子个数×化合价变化值。
u2. 多步连续进行的氧化还原反应的有关计算
对于多步连续进行的氧化还原反应，只要中间各步反应过程中电子没有损耗，可直接找
出起始物和最终产物，删去中间产物，建立二者之间的得失电子守恒关系，快速求解。考法 氧化还原反应的相关计算
2
例
[全国Ⅰ2018·27题节选]Na S O 可用作食品的抗氧化剂，在测定某葡萄酒中Na S O 残
2 2 5 2 2 5
留量时，取50.00 mL葡萄酒样品，用0.010 00 mol·L－1的碘标准液滴定至终点，消耗
10.00 mL。滴定反应的离子方程式为_ S ___ O __2_ － __ ＋ __ 2 _ I __ ＋ __ 3 _ H ___ O __ = __ = _ = __ 2 __ S _ O ___2－ __ ＋ __ 4 _ I _ － __ ＋ __ 6 _ H __ ＋ __，
2 5 2 2 4
该样品中Na S O 的残留量为_0__.1__2_8__g·L－1(以SO 计)。
2 2 5 2考法 氧化还原反应的相关计算
2
【解析】Na S O 可用作食品的抗氧化剂，则Na S O 具有强还原性，与I 反应时，
2 2 5 2 2 5 2
Na S O 中＋4价硫被单质I 氧化为＋6价，碘被还原为I－，先根据得失电子守恒写出：
2 2 5 2
S O 2－＋ 2I ―→ 2SO 2－＋4I－，再根据电荷守恒和质量守恒在左边补充H O、右边补充
2 5 2 4 2
H＋并配平：S O 2－＋ 2I ＋3H O=== 2SO 2－＋4I－＋6H＋。根据上述离子方程式，
2 5 2 2 4
＝5×10－5 mol
根据硫元素守恒，
以SO 计算得到Na S O 的残留量为
2 2 2 5专题2 化学反应中计算的
常用方法
演讲人：专题 化学反应中计算的常用方法
2
Ø考法1 常见仪器的使用和试剂的保存
Ø考法2 实验仪器的改进使用
Ø考法3 实验仪器的创新使用专题 化学反应中计算的常用方法
2
Ø考法1 关系式法
多个反应连续发生时，起始物与目标产物之间存在确定的量的关系。解题时应先写出
有关反应的化学方程式或关系式，找出连续反应的过程中，不同反应步骤之间反应物、生
成物的物质的量的关系，最后确定起始物和目标产物之间物质的量的关系，列式求解，从
而简化运算过程。
例
[全国Ⅱ2017·28题改编]测定水中溶解氧：将水样与Mn(OH) 碱性悬浊液(含有KI)混
2
合，反应生成MnO(OH) ，实现氧的固定，将固氧后的水酸化，MnO(OH) 被I－还原为
2 2
Mn2＋，再用Na S O 溶液滴定生成的I 。现取100.00 mL水样经固氧、酸化后，用a
2 2 3 2
mol·L－1 Na S O 溶液滴定，以淀粉溶液作指示剂，终点现象为__蓝_色__刚__好__褪__去_；
2 2 3
若消耗Na S O 溶液的体积为b mL，则水样中溶解氧的含量 8为0a_b_______ mg·L－
2 2 3
1(2S O 2－＋I === 2I－＋S O 2－)。
2 3 2 4 6专题 化学反应中计算的常用方法
2
【解析】淀粉溶液遇碘单质变蓝，由离子方程式2S O 2－＋I === 2I－＋S O 2－可知，当
2 3 2 4 6
滴定至终点时，碘单质恰好全部转化为碘离子，则溶液的蓝色褪去，故滴定终点现象为蓝色
刚好褪去；根据得失电子守恒可得关系式：
O ～ 2MnO(OH) ～ 2I ～ 4S O 2－
2 2 2 2 3
32 g 4 mol
m(O ) a mol·L－1×b×10－3 L
2
解得m(O )＝8ab×10－3 g＝8ab mg，则水样中溶解氧的含量为 ＝80ab mg·L
2
－1。专题 化学反应中计算的常用方法
2
Ø考法2 守恒法
1．电荷守恒
涉及溶液中离子浓度的计算时常需用到电荷守恒，首先找出溶液中所有阳离子
和阴离子，再根据阳离子所带正电荷总数等于阴离子所带负电荷总数列等式。
如Al (SO ) 、NH NO 混合溶液中的电荷守恒式为3c(Al3＋)＋c(NH ＋)＋c(H＋)
2 4 3 4 3 4
＝2c(SO 2－ )＋c(NO －)＋c(OH－)。
4 3
【注意】一般情况下，列电荷守恒式时不能忽略H＋、OH－，在计算时，
酸性溶液中常可忽略OH－，碱性溶液中常可忽略H＋。专题 化学反应中计算的常用方法
2
2．原子(质量)守恒
金属与氧化性酸反应的相关计算以及水溶液中离子浓度大小的判断常用到原子守恒法，
解题的一般步骤为找出要关注的原子(或原子团)，利用反应前后原子数目不变列出等式。
【注意】在利用质量守恒定律时，常要根据题意找出反应时相关物质的质量比，
再用此比例进行推导、计算。
例 已知硫铁矿中含1 mol FeS ，求其能制得H SO 的物质的量(不考虑过程损耗)。
2 2 4
【解】由S原子守恒可得如下关系：FeS ～2H SO 。
2 2 4
则n(H SO )＝2n(FeS )＝2 mol。
2 4 2
3. 得失电子守恒
在涉及原电池、电解池和一般氧化还原反应的计算中，常利用得失电子守恒。
氧化还原反应中(或系列化学反应中)氧化剂所得电子总数等于还原剂所失电子总数；
电解池、原电池中两极转移的电子总数相等。专题 化学反应中计算的常用方法
2
2．原子(质量)守恒
例 14 g铜银合金与足量的某浓度的硝酸反应，将生成的气体与1.12 L(标准状况)
氧气混合，通入水中恰好全部被吸收，则合金中铜的质量为_ m _(C__u_) ＝ __3_.2_ g__。专题 化学反应中计算的常用方法
2
Ø考法3 其他化学计算常用方法
1. 十字交叉法
(1)使用范围：凡可按M·n＋M·n＝M·n计算的问题，均可按十字交叉法计算。式中，
1 1 2 2
M表示某混合物相关量的平均值，M、M则表示两组分相关量对应的值。十字交叉
1 2
法常用于：①有关质量分数的计算；②有关平均相对分子质量的计算；③有关平均相
对原子质量的计算；④有关平均分子式的计算；⑤有关反应热的计算；⑥有关混合物
反应的计算。
(2)方法：其计算形式为(设M1>M2)专题 化学反应中计算的常用方法
2
由CO 、H 和CO组成的混合气体在同温同压下与氮气的密度相同，则该混合气体
例
2 2
中CO 、H 、CO的体积比为( )
D
2 2
A. 29∶8∶13 B. 22∶1∶14 C. 8∶13∶29 D. 26∶16∶57专题 化学反应中计算的常用方法
2
2. 差量法
化学反应前后物质的量发生变化时均可用差量法解题。以下为解题的一般步骤：
(1)准确写出有关反应的化学方程式。
(2)深入细致地分析题意，关键在于有针对性地找出产生差量的“对象”及“理论差量”。
该“理论差量”可以是质量变化、物质的量变化、气体体积变化、压强变化等，且该差
量的大小与参加反应的物质的有关量成正比。专题 化学反应中计算的常用方法
2
(3)根据反应方程式，从“实际差量”寻找比例关系，列比例式求解。
例
将一定量CO 与足量Na O 充分反应后，固体质量增加14 g，求参与反应的CO 的质量。
2 2 2 2专题 化学反应中计算的常用方法
2
3. 极值法
极值法就是将复杂的问题假设为处于某一个或某两个极端状态，并从极端的角度分析
问题，求出一个极值，推出未知量的值，或求出两个极值，确定未知量的范围，从而
使复杂的问题简单化。
其主要应用于：
(1)判断混合物的组成：把混合物看成某组分的纯净物进行计算，求出最大值、最小值，
再进行分析讨论。
(2)判断可逆反应中某个量的关系：把可逆反应看作向某个方向进行到底的反应。
(3)判断生成物的组成：把多个平行反应看作逐个单一反应。专题3 工艺流程题型特点与应对
演讲人：专题3 工艺流程题型特点与应对
Ø 题型特点解读
Ø 解题思路指导
Ø 关键知识提升
Ø 真实案例 考法剖析专题3 工艺流程题型特点与应对
u1．试题特点
化学工艺流程题是高考命题的热点，试题以工业生产过程为载体，将化工生产流程用框图的形式表示
出来，并根据生产流程中有关的化学知识步步设问，形成与化工生产紧密联系的化学工艺流程题；主要
涉及化学实验基本操作，物质的性质、制备和转化、分离和提纯，反应原理，产率计算等知识。此类试
题阅读量大，陌生度高，对信息的提取和处理能力要求较高。
常见命题角度：
(1)陌生物质中元素化合价的判断及电子式的书写；
(2)核心反应化学方程式或离子方程式的书写；
(3)流程中试剂的选取及目的分析；
(4)流程中间环节的物质及离子种类判断；
(5)操作中试剂选取量或产物的相关量的计算；
(6)增强某一操作作用效果的措施；
(7)金属离子的去除及相关计算；
(8)操作的规范化语言表述等。专题3 工艺流程题型特点与应对
u2．流程图的构成特点专题3 工艺流程题型特点与应对
u3．流程图的主线与核心专题3 工艺流程题型特点与应对
u1．解题关键
(1)看原料：明确化工生产或化学实验所需的材料。
(2)看目的：把握题干中的“制备”或“提纯”等关键词，确定化工生产或化学实验的目的。
(3)看箭头：进入的是投料(即反应物)；出来的是生成物(包括主产物和副产物)。
(4)看三线：主线主产品；分支副产品；回头为循环。
(5)找信息：明确反应条件控制和分离提纯方法。
(6)关注所加物质的可能作用：参与反应、提供反应氛围、满足定量要求。专题3 工艺流程题型特点与应对
u2．解题思路模型专题3 工艺流程题型特点与应对
u1．原料预处理时常用的方法及作用
处理方法 作用
增大反应物间的接触面积，加快反应速率，提高原料
研磨、粉碎矿石
利用率
①浸出是使矿石中离子进入溶液中的过程②浸出率指
进入溶液中的离子占矿石中离子总量的百分比、常见
水浸、酸浸或碱浸
的提高浸出率的方法有适当升温、适当增加酸(碱)的
浓度等
除去可燃物杂质或使原料初步转化；要特别注意矿石
灼烧
中的元素转化后的价态
水洗除去表面可溶性杂质，金属晶体可用机械法(打磨)
表面处理
或化学法除去表面氧化物、油脂等专题3 工艺流程题型特点与应对
u2. 制备过程中的常见操作及答题需要考虑的角度
常见的操作 答题要考虑的角度
加过量某种试剂 使反应完全进行或增大转化率、产率等
加某种氧化剂/还原剂 生成目标产物或除去某些离子
判断能否加其他物质 是否引入杂质或影响产物的纯度等
在空气中或在其他气 O 、H O、CO 或其他气体是否参与反应或能否达到防氧化、
2 2 2
体中进行反应或操作 水解、潮解等目的
常见的操作 答题要考虑的角度
①调节溶液的酸碱性，抑制水解(或使其中某些金属离子形成氢
氧化物沉淀)②“酸作用”还可除去氧化物(膜)③“碱作用”还
控制溶液的pH
可除去油污，除去铝片氧化膜，溶解铝、二氧化硅等④特定的
氧化还原反应需要的酸性条件(或碱性条件)专题3 工艺流程题型特点与应对
u1．解题关键
控制反应的压强 控制反应速率、平衡移动方向或增大气体溶解度等
①防止副反应的发生
②控制化学平衡移动方向
③控制固体的溶解与结晶
④控制反应速率，使催化剂达到最大活性
控制温度(常用水浴、
⑤升温：促进溶液中的气体逸出，使某物质达到沸点挥发
冰浴或油浴)
⑥降温：防止物质高温分解或挥发；降温(或减压)可以减少能源
成本，降低对设备的要求
⑦趁热过滤：减少因降温而析出的溶质
⑧加热煮沸：促进水解，聚沉后利于过滤分离。专题3 工艺流程题型特点与应对
u3．分离提纯方法
常见的操作 答题要考虑的角度
蒸发结晶 提取溶解度随温度变化不大的溶质
提取溶解度随温度变化较大的溶质、易水解的溶质或结晶水
冷却结晶
合物
蒸馏或分馏 分离沸点不同且互溶的液体混合物
减压蒸馏
减小压强，使液体沸点降低，防止物质受热分解或挥发
(或减压蒸发)
冷却法 利用气体易液化的特点分离物质专题3 工艺流程题型特点与应对
①水洗：通常是为了除去晶体表面水溶性的杂质
②冰水洗涤：能洗去晶体表面的杂质离子，且防止晶体在洗涤过程中溶解
③用特定有机试剂清洗晶体：洗去晶体表面的杂质，降低晶体的溶解度，
减少损耗等
④洗涤沉淀方法：往漏斗中加入洗涤剂至浸没沉淀，待洗涤剂自然流下后，
洗涤晶体
重复以上操作2～3次
⑤检验沉淀是否洗涤干净：取最后一次洗涤液，滴加××试剂(可与某种杂
质离子发生反应且有明显现象)，如果没有明显现象，说明沉淀洗涤干净；
否则说明沉淀未洗涤干净(注：这种情况因为杂质离子浓度较低，应该选择
反应灵敏的特征反应；此时一般不用焰色反应检验)专题3 工艺流程题型特点与应对
[全国Ⅰ2019·26，14分]硼酸(H BO )是一种重要的化工原料，广泛应用于玻璃、医
3 3
药、肥料等工业。一种以硼镁矿(含Mg B O ·H O、SiO 及少量Fe O 、Al O )为原
2 2 5 2 2 2 3 2 3
料生产硼酸及轻质氧化镁的工艺流程如下：
回答下列问题：
(1)在95 ℃“溶浸”硼镁矿粉，产生的气体在“吸收”中反应的化学方程式为
________________N__H__H__C_O___＋__N_H___=_=__=_(_N__H__)__C_O___ _________________________________。
4 3 3 4 2 3专题3 工艺流程题型特点与应对
(2)
“滤渣1 ”的主要成分有__ S
_
i
_
O
__
、
__
A
_
l
__
O
__
、
__
F
_
e
_
O ____。为检验“过滤1 ”后的滤液中是否含有Fe3＋
2 2 3 2 3
离子，可选用的化学试剂是__K_S_C_N___。
(3)根据H BO 的解离反应：H BO ＋H O H＋＋B(OH) －，K ＝5.81×10－10，可判断H BO 是
3 3 3 3 2 4 a 3 3
_一__元__弱___酸；在“过滤2 ”前，将溶液pH调节至3.5，目的是
____ 转 __ 化 __ 为 __ H __ B __ O __ ， __ 促 __ 进 __ 析 __ 出 ______________。
3 3
(4)在“沉镁”中生成Mg(OH) ·MgCO 沉淀的离子方程式为
2 3
2Mg2＋＋3CO 2－＋2H O===Mg(OH) ·MgCO ↓＋2HCO －
_______________3________2_______________2________3_________3_________________
[或2Mg2＋＋2CO 2－＋H O===Mg(OH) ·MgCO ↓＋CO ↑]
_________________________________________________________________________，母液经加
3 2 2 3 2
热后可返回__ 溶 __ 浸 __ _ _ 工 序 循 环 使 用 。 由 碱 式 碳 酸 镁 制 备 轻 质 氧 化 镁 的 方 法 是 _ _ _ _ 高 __ 温 __ 焙 __ 烧 ______。
①原料：硼镁矿(含Mg B O ·H O、SiO 及少量Fe O 、Al O )
2 2 5 2 2 2 3 2 3
流程目的：生产硼酸和轻质氧化镁专题3 工艺流程题型特点与应对
②“溶浸”过程
进入—Mg B O ·H O、SiO 、Fe O 、Al O 和(NH ) SO 溶液
2 2 5 2 2 2 3 2 3 4 2 4
产出—ⅰ.气体，根据反应物和生成的气体能用NH HCO 溶液吸收，判断该气体为NH
4 3 3
ⅱ.滤渣1，先考虑硼镁矿中哪些物质不与(NH ) SO 反应，再结合实验目的和流程图可知
4 2 4
原料中的SiO 、Fe O 、Al O 进入“滤渣1”中
2 2 3 2 3
③“沉镁”过程
ⅰ.调pH＝3.5后，含B元素的微粒转化为H BO 析出，过滤，滤液中的镁元素以Mg2＋形
3 3
式存在
ⅱ.调pH＝6.5，用吸收液“沉镁”，结合产物的化学式[Mg(OH) ·MgCO ]可知Mg2＋与
2 3
CO 2－发生反应
3专题3 工艺流程题型特点与应对
【解析】(1)在95 ℃“溶浸”硼镁矿粉，Mg B O ·H O与(NH ) SO 反应产生的气体是NH ，
2 2 5 2 4 2 4 3
NH 用NH HCO 溶液吸收，生成(NH ) CO ，反应的化学方程式为NH HCO ＋
3 4 3 4 2 3 4 3
NH ===(NH ) CO 。
3 4 2 3
(2)由流程图可知“溶浸”过程中，SiO 、Al O 、Fe O 不发生反应，故“滤渣1”的主要成分
2 2 3 2 3
是SiO 、Al O 、Fe O ；为检验“过滤1”后的滤液中是否含有Fe3＋，可选用的化学试剂是
2 2 3 2 3
KSCN溶液，向滤液中滴加KSCN溶液，若溶液变红，说明溶液中含有Fe3＋，否则不含Fe3＋。
(3)根据题中所给的硼酸的解离反应方程式及电离平衡常数，可判断硼酸是一元弱酸；在“过滤
2”前，将溶液pH调节至3.5，目的是使溶液中含B元素的微粒转化为H BO ，促进析出。
3 3
(4)“沉镁”即向含有Mg2＋的溶液中加入(NH ) CO 溶液，Mg2＋与CO 2－发生互促水解反应，
4 2 3 3
同时Mg2＋会结合CO 2－生成MgCO ，反应的离子方程式为2Mg2＋＋3CO 2－＋
3 3 3
2H O===Mg(OH) ·MgCO ↓＋2HCO －或2Mg2＋＋2CO 2－＋H O===Mg(OH) ·MgCO ↓＋
2 2 3 3 3 2 2 3
CO ↑；母液主要含(NH ) SO ，还有少量的NH HCO ，故经加热后可返回“溶浸”工序循环
2 4 2 4 4 3
利用。将碱式碳酸镁高温焙烧，碱式碳酸镁发生分解，可制取轻质氧化镁。专题4 定量分析型实验
演讲人：专题 定量分析型实验
4
Ø 考法1 指示剂的选择★★★
Ø 考法2 滴定实验的误差分析★★★★
Ø 考法3 氧化还原滴定法和沉淀滴定法★★★★
Ø 热点题型1 热重分析专题 定量分析型实验
4
u1. 热重分析
常见的热重分析法有两种类型：专题 定量分析型实验
4
u2. 酸碱中和滴定
(1)酸碱中和滴定原理
①酸碱恰好中和是指酸与碱按化学方程式中化学计量数关系恰好完全反应生成___正__盐___。
利用中和反应，用已知浓度的酸(或碱)来测定未知浓度的碱(或酸)的实验方法称为酸碱
中和滴定。
②在酸碱中和滴定过程中，开始时由于被滴定的酸(或碱)浓度较大，滴入少量的碱(或酸)
对溶液pH的影响不大。当滴定接近终点(pH＝7)时，很少量(一滴，约0.05 mL)的碱(或酸)
就会引起溶液pH突变(如图所示)。
【注意】酸碱恰好中和时溶液不一定呈中性，最终溶液的
酸碱性取决于生成盐的性质，强酸强碱盐的溶液呈中性，
强碱弱酸盐的溶液呈碱性，强酸弱碱盐的溶液呈酸性。专题 定量分析型实验
4
(2)酸碱中和滴定实验
①实验用品
ⅰ.仪器：_ _酸__式__滴__定__管__ 、 _碱__式__滴__定__管___、滴定管夹、铁架台、烧杯、锥形瓶。
ⅱ.试剂：标准液、待测液、指示剂、蒸馏水。
②滴定管的特征
ⅰ.酸式滴定管：有_ 玻__璃___活__塞__，可以盛放酸性、中性、强氧化性溶液。
ⅱ.碱式滴定管：有_ 乳__胶___管__，可以盛放碱性、中性溶液。
③滴定步骤：查、洗、润、注、赶、调、加、滴、读、算
查：检查滴定管是否漏水；
洗：用蒸馏水洗涤滴定管2～3次；
润：用标准液润洗滴定管2～3次；
注：向滴定管中注入标准液；
赶：赶走滴定管尖嘴处的气泡；专题 定量分析型实验
4
调：调整滴定管中液面到“0”刻度线或者“0”刻度线以下的某个位置；
加：向锥形瓶中加入待测液和几滴指示剂(锥形瓶不能润洗，无需干燥)；
滴：中和滴定，左手控制滴定管，右手晃动锥形瓶，眼睛注视_锥__形__瓶__内__溶__液__的__颜__色__变__化___；
读：读取滴定终点的数据，并记录；
算：计算待测液的浓度。
④滴定终点的判定与描述
当滴入最后一滴某标准液后，锥形瓶中溶液由××色变××色，且半分钟内不恢复原色，则已到
达滴定终点。
实例：
ⅰ .盐酸滴定NaOH溶液时(甲基橙作指示剂)：
当滴入最后一滴盐酸标准液后，锥形瓶中溶液由黄色变成橙色，且半分钟不恢复原色，则已到
达滴定终点。专题 定量分析型实验
4
ⅱ .NaOH溶液滴定盐酸时(酚酞作指示剂)：
当滴入最后一滴NaOH标准液后，锥形瓶中溶液由无色变成粉红色，且半分钟不恢复原色，
则已到达滴定终点。
⑤数据处理
根据c(NaOH)＝________________计算。
【注意】常用酸碱指示剂及常温下变色范围：
指示剂 变色范围
石蕊 <5红色 5～8紫色 >8蓝色
甲基橙 <3.1红色 3.1～4.4橙色 >4.4黄色
酚酞 <8.2无色 8.2～10.0浅红色 >10.0红色
石蕊变色范围宽，变色不明显，不能用作酸碱中和滴定的指示剂，可用于定性分析。专题 定量分析型实验
4
Ø 考法 指示剂的选择★★★
1
u1. 中和滴定指示剂的选择
一般要求变色明显(所以一般不选用石蕊)，指示剂的变色范围与恰好中和时的pH要
吻合或接近。强酸、强碱相互滴定，生成的盐不水解，溶液呈中性，可用酚酞或甲基橙
作指示剂；强酸、弱碱相互滴定，生成的强酸弱碱盐溶液呈酸性，故选用甲基橙作指示
剂；强碱、弱酸相互滴定，生成的强碱弱酸盐溶液呈碱性，故选用酚酞作指示剂。
u2. 特殊反应及特殊指示剂
有些反应不需要额外加入指示剂，如KMnO 溶液本身为紫红色，滴定终点时KMnO
4 4
被完全消耗，溶液紫红色褪去，即可指示滴定终点。
还有些特殊指示剂，如用淀粉检验I 的存在，当I 完全反应后，溶液蓝色褪去。
2 2专题 定量分析型实验
4
Ø 考法 滴定实验的误差分析★★★★
2
误差分析的原理：依据c(标准)·V(标准)＝c(待测)·V(待测) ，所以专题 定量分析型实验
4专题 定量分析型实验
4
[天津2019·9题节选]测定环己烯含量时，在一定条件下，向a g环己烯样品中加入定
例
量制得的b mol Br ，与环己烯充分反应后，剩余的Br 与足量KI作用生成I ，用c
2 2 2
mol·L－1的Na S O 标准溶液滴定，终点时消耗Na S O 标准溶液v mL(以上数据均
2 2 3 2 2 3
已扣除干扰因素)。
测定过程中，发生的反应如下：
(1)滴定所用指示剂为____ 淀 __ 粉 __ 溶 __ 液 __________________。
样品中环己烯的质量分数为__________________(用字母表示)。
(2)下列情况会导致测定结果偏低的是___b_ 、 __c_(填序号)。
a. 样品中含有苯酚杂质
b. 在测定过程中部分环己烯挥发
c. Na S O 标准溶液部分被氧化
2 2 3专题4 定量分析型实验
Ø 考法3 氧化还原滴定法和沉淀滴定法★★★★
中和滴定操作不仅适用于酸碱中和反应，也可以迁移应用于氧化还原反应、
NaOH和Na CO 混合溶液与盐酸的反应及沉淀反应。
2 3
u1. 氧化还原滴定法
(1)原理：以氧化剂(或还原剂)为滴定剂，直接滴定一些具有还原性(或氧化性)的物质。
(2)实例
①酸性KMnO 溶液滴定H C O 溶液
4 2 2 4
a. 原理：
2MnO －＋6H＋＋5H C O ===10CO ↑＋2Mn2＋＋8H O
4 2 2 4 2 2
b. 指示剂：酸性KMnO 溶液本身呈紫红色，不用另外选择指示剂。
4
c. 终点判断：当滴入最后一滴酸性KMnO 溶液后，溶液由无色变浅红色，且半分钟内不
4
褪色，说明已到达滴定终点。专题 定量分析型实验
4
【注意】因酸性KMnO 溶液具有强氧化性，能腐蚀碱式滴定管的乳胶管，故酸性
4
KMnO 溶液通常用酸式滴定管来盛装。
4
②Na S O 溶液滴定碘液
2 2 3
a. 原理：2Na S O ＋I ===Na S O ＋2NaI。
2 2 3 2 2 4 6
b. 指示剂：用淀粉作指示剂。
c. 终点判断：当滴入最后一滴Na S O 溶液后，溶液的蓝色褪去，且半分钟内不恢复原色，
2 2 3
说明已到达滴定终点。
u2. 沉淀滴定法(利用生成沉淀的反应)
应用最多的是银量法，即利用Ag＋与卤素离子的反应来测定Cl－、Br－、I－或Ag＋含量。
实例：AgNO 溶液滴定NaCl溶液
3
a. 原理：Ag＋＋Cl－===AgCl↓
b. 指示剂：含CrO 2－的溶液。由K 计算可知，逐滴加入AgNO 溶液时，AgCl先沉淀，Ag CrO 后
4 sp 3 2 4
沉淀。
c. 终点判断：Ag CrO 是砖红色沉淀。当滴入最后一滴AgNO 溶液后，出现砖红色沉淀，且半分钟
2 4 3
内无变化，说明已到达滴定终点。专题 定量分析型实验
4
例 [天津2018·9题节选]烟道气中的NO 是主要的大气污染物之一，为了监测其含量，选用一定
x
的采样和检测方法。回答下列问题：
NO 含量的测定
x
将V L气样通入适量酸化的H O 溶液中，使NO 完全被氧化成NO －，加水稀释至100.00 mL。
2 2 x 3
量取20.00 mL该溶液，加入V mL c mol·L－1 FeSO 标准溶液(过量)，充分反应后，用c
1 1 4 2
mol·L－1 K Cr O 标准溶液滴定剩余的Fe2＋，终点时消耗V mL。
2 2 7 2
(1)NO被H O 氧化为NO －的离子方程式为
2 2 3
2NO＋3H O ===2H＋＋2NO －＋2H O
___________________________________________________________________________。
2 2 3 2
(2)滴定操作使用的玻璃仪器主要有___锥__形__瓶__、_酸__式__滴__定__管______________________。
(3)滴定过程中发生下列反应：
3Fe2＋＋NO －＋4H＋===NO ↑＋3Fe3＋＋2H O
3 2
Cr O 2－＋6Fe2＋＋14H＋===2Cr3＋＋6Fe3＋＋7H O
2 7 2
则气样中NO 折合成NO 的含量为__________________________ mg·m－3。
x 2专题 定量分析型实验
4
【解析】(1)NO被H O 氧化为NO －，H O 则被还原生成H O，结合得失电子守恒、电荷
2 2 3 2 2 2
守恒和原子守恒写出离子方程式：2NO＋3H O ===2H＋＋2NO －＋2H O。
2 2 3 2
(2)滴定操作中使用的玻璃仪器主要有酸式滴定管、锥形瓶。
(3)由题意可知，
FeSO
参与两个氧化还原反应，结合N原子守恒有
4专题 定量分析型实验
4
Ø 热点题型 热重分析
1
热重分析是近几年高考的热点，此类问题对学生分析推理及计算能力要求比较高，综
合考查学生获取信息的能力、处理数据的能力和化学守恒的思想。解题时需注意物质质量
变化量和起始质量之间的换算，利用元素守恒思想，同时将教材中有关化学概念、原理、
规律等知识与热重曲线中的图形变化相关联，从而推断出物质的结构或物质结构在受热过
程中的变化情况。
[江苏2019·20题节选]CaO可在较高温度下捕集CO ，在更高温度下将捕集的CO 释放利用。
例 2 2
CaC O ·H O热分解可制备CaO，CaC O ·H O加热升温过程中固体的质量变化如图。
2 4 2 2 4 2专题 定量分析型实验
4
(1)写出400～600 ℃范围内分解反应的化学方程式：
________________________________________________________________________。
(2)与CaCO 热分解制备的CaO相比，CaC O ·H O热分解制备的CaO具有更好的CO 捕集性能，
3 2 4 2 2
CaC O ·H O热分解放出更多的气体，制得的CaO更加疏松多孔
其原因是______________________________________________________________________。
2 4 2
【解析】(1)由剩余固体的质量与原始固体的质量比值结合CaC O ·H O的相对分子质量
2 4 2
为146可知加热到不同温度时剩余固体的成分：400 ℃时的固体是CaC O 、600 ℃时
2 4
的固体是CaCO 、1 000 ℃时的固体是CaO，所以400～600 ℃范围内发生热分解反应
3
的化学方程式为
(2)等物质的量的CaCO 和CaC O ·H O受热完全分解时，CaC O ·H O分解得到的气体产
3 2 4 2 2 4 2
物较多，所以得到的CaO更加疏松多孔，更有利于CO 的捕集。
2专题5 元素推断与元素周期律
演讲人：专题 元素推断与元素周期律
5
Ø 题型特点 真题解读
Ø 考法1 利用原子结构、原子序数和原子核外电子排
布推断元素★★★
Ø 考法2 利用周期表的片断推断元素★★★
Ø 考法3 通过物质性质及用途推断元素★★★
Ø 考法4 根据物质的转化关系推断元素★★★
Ø 考法5 五个常考元素推断角度★★★
Ø 热点题型1 和 2专题 元素推断与元素周期律
5
Ø题型特点 真题解读
元素推断题几乎每年都考，高考题中常以原子结构、元素周期表、物质结构、物质性质、
元素化合物之间的转化关系等为信息，综合考查原子核外电子排布特点、元素周期律、元素
化合物性质等知识以及证据推理与模型认知能力。该类题目具有综合性强、形式灵活、命题
角度广等特点。常见的考查方式主要有：
①结合原子结构、原子序数和原子核外电子排布特点推断元素，如2020年全国Ⅰ卷第11题
考查利用核反应和元素最外层电子数推断元素；
②结合物质性质推断元素，如2020年山东卷第3题利用过氧化钠的颜色(淡黄色)进行推断、
2020年天津卷第8题利用元素最高价氧化物对应水化物的酸碱性进行推断；
③结合元素周期表片段推断元素，如2019年全国Ⅱ卷第9题；
④结合化合物的结构推断元素，如2020年全国Ⅱ卷第13题、2019年全国Ⅰ卷第13题都是利
用化合物的结构图进行推断；
⑤结合物质转化关系和反应特点推断，如2020年全国Ⅲ卷第13题利用NH 和HCl反应现象进
3
行推断。专题 元素推断与元素周期律
5
u1. “位”“构”“性”三者之间的关系专题 元素推断与元素周期律
5
u2. 推断元素的常用思路专题 元素推断与元素周期律
5
Ø考法1 利用原子结构、原子序数和原子核外电子
排布推断元素★★★
(1)利用原子结构及元素在周期表中的位置推断
①电荷角度：核内质子数(Z)＝核电荷数＝核外电子数＝原子序数
②质量角度：质量数(A)＝质子数(Z)＋中子数(N)
③原子电子层数＝周期序数
④原子最外层电子数＝主族序数专题 元素推断与元素周期律
5
(2)根据元素主要化合价的关系推断
①根据等式确定元素在周期表中的位置：最高化合价＝最外层电子数＝主族序数(O无最
高正价、F无正价)。
②如果已知最低化合价(或简单阴离子的符号)，则常先求出最高化合价：最高化合价＝8
－|最低化合价|，再确定元素在周期表中的位置。
(3)根据原子半径的递变规律推断
同周期中左边元素的原子半径比右边元素的大，同主族中下边元素的原子半径比上边元
素的大。专题 元素推断与元素周期律
5
Ø考法2 利用周期表的片断推断元素★★★
1. (1)元素周期表中第一周期只有H和He两种元素，如果推断时已知元素位于不同周
期，可优先考虑或排除第一周期的H元素，简化推断思路。
如：①短周期主族元素A、B、C、D在周期表中的相对位置如图。
则A、B、C、D分别是H、Li、Na、Al。
②短周期主族元素X、Y、Z、W在周期表中的相对位置如图。
根据周期表特点可知X、Y处于第二周期，Z、W处于第三周期，
且W的原子序数比X的多8；再结合其他信息进行推断，若已知W的原
子序数是X的2倍，则可推出X、Y、Z、W分别是O、F、P、S。
(2)短周期中主族序数与周期序数相同的元素有H、Be、Al。专题 元素推断与元素周期律
5
u2. 同主族相邻周期元素的原子序数关系
u3. 把文字信息转化为周期表片段进行推断专题 元素推断与元素周期律
5
Ø考法3 通过物质性质及用途推断元素★★★
(1)常考的元素化合物性质如下表专题 元素推断与元素周期律
5专题 元素推断与元素周期律
5专题 元素推断与元素周期律
5专题 元素推断与元素周期律
5
(2)给出一定浓度下溶液pH，定性判断物质的性质
用于判断强酸与弱酸、强碱与弱碱、水解的盐，如0.01 mol·L－1 R溶液：
①pH<2时R为多元强酸；
②pH＝2时R为一元强酸；
③212时R为多元强碱。专题 元素推断与元素周期律
5
Ø考法4 根据物质的转化关系推断元素★★★专题 元素推断与元素周期律
5
④置换型转化关系：A(单质)＋B(化合物)―→C(单质)＋D(化合物)，可能是活泼金属与酸或水
反应、Mg与CO 反应、F 与水反应、C与SiO 反应、C与H O(g)反应等。
2 2 2 2
⑤特殊的转化关系
则Y为H ，X、Z为Cl 、N 。
2 2 2专题 元素推断与元素周期律
5
Ø考法5 五个常考元素推断角度★★★
(1)半径角度
短周期中半径最大的原子：Na
短周期中半径最小的原子：H
第三周期中半径最小的离子：Al3＋
(2)酸碱性角度
短周期元素组成的强碱：NaOH
短周期元素组成的四种强酸：三种含氧酸——H SO 、HNO 、HClO ，一种无氧酸——HCl
2 4 3 4
短周期元素组成的常见两性物质：Al、Al O 、Al(OH)
2 3 3
溶于水显碱性的气体：NH
3
(3)含量角度
地壳中含量：O>Si>Al>Fe>Ca
空气中含量：N>O专题 元素推断与元素周期律
5
(4)反应角度
气态氢化物能与氧化物反应生成单质的元素——S
气态氢化物能与最高价氧化物对应的水化物反应生成离子化合物的元素——N
同主族的两种元素的单质反应生成离子化合物——Na、H
(5)元素“昵称”
国防金属——Mg
无机非金属材料的主角——Si
黑色金属——通常指铁及铁的合金专题 元素推断与元素周期律
5
Ø热点题型1 根据物质转化关系推断元素
通过常见元素形成的单质和化合物的物理性质、相互转化过程中的实验现象和变化
推断元素，考查原子核外电子排布和元素周期律。这类题目综合性较强，需熟练掌握
常见元素及其化合物的物理性质和化学性质，以及物质间的相互转化关系。
[全国Ⅰ 2016·13，6分]短周期元素W、X、Y、Z的原子序数依次增加。m、p、r是由这些元素
例
组成的二元化合物，n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，q的水溶液具有漂白性，0.01
mol·L－1r溶液的pH为2，s通常是难溶于水的混合物。上述物质的转化关系如图所示。下列说
法正确的是( C )
A. 原子半径的大小：WX>Y
C. Y的氢化物常温常压下为液态
D. X的最高价氧化物的水化物为强酸专题 元素推断与元素周期律
5
【解析】n是元素Z的单质，通常为黄绿色气体，则n为Cl ，Z为Cl元素。Cl (n)与二元化
2 2
合物p在光照条件下反应生成r和 s，0.01 mol·L－1 r 溶液的 pH为2，s 通常是难溶于水的
混合物，则p为烃(如CH )，r为HCl，s为氯代烃的混合物。二元化合物m与Cl (n)反应生
4 2
成 q 和 r，q 的水溶液具有漂白性，r 为HCl，从而推知m为H O，q 为HClO。结合四种
2
短周期元素的原子序数关系及形成二元化合物之间的转化推知，W、X、Y、Z分别为H、
C、O、Cl元素。同周期元素的原子半径随原子序数的递增而逐渐减小，原子半径的大小
关系为H＜O＜C，A错误。同周期主族元素的非金属性自左向右逐渐增强，则元素的非
金属性强弱关系为O＞C，B错误。Y(O)的氢化物有H O、H O ，常温常压下均为液态，
2 2 2
C正确。X(C)的最高价氧化物的水化物为H CO ，是一种二元弱酸，D错误。
2 3专题 元素推断与元素周期律
5
Ø热点题型2 根据物质的“位－构－性”推断元素
根据元素化合物的性质结合原子结构和原子在周期表中的位置推断元素是当前热点题
型，主要考查“位－构－性”的关系，解答本类题目时，要熟悉元素原子结构、常见化合
物的特点等，再利用元素周期律和元素化合物知识解题。
[全国Ⅱ 2018·10，6分]W、X、Y和Z为原子序数依次增大的四种短周期元素，W与X
例
可生成一种红棕色有刺激性气味的气体；Y的周期数是族序数的3倍；Z原子最外层
的电子数与W的电子总数相同。下列叙述正确的是( A )
A. X与其他三种元素均可形成两种或两种以上的二元化合物
B. Y与其他三种元素分别形成的化合物中只含有离子键
C. 四种元素的简单离子具有相同的电子层结构
D. W的氧化物对应的水化物均为强酸专题 元素推断与元素周期律
5
【解析】W与X可生成一种红棕色有刺激性气味的气体，该气体是NO ，结合W、X、Y和Z
2
原子序数依次增大判断W是氮、X是氧；周期数是族序数3倍的短周期元素只有钠，则Y为钠
元素；Z原子最外层的电子数与W的电子总数(氮原子核外电子总数是7)相同，则Z是位于第
三周期第Ⅶ A族的氯元素。氮的常见氧化物有N O、NO、N O 、NO 、N O 和N O ；钠的
2 2 3 2 2 4 2 5
常见氧化物有氧化钠和过氧化钠；氯的常见氧化物有Cl O、Cl O 、ClO 等，A正确。钠与
2 2 3 2
氧形成的过氧化钠中既含有离子键又含有共价键，B错误。氮离子、氧离子、钠离子都有两
个电子层，具有相同的电子层结构，而氯离子有三个电子层，与其他三种不同，C错误；
N O 的水化物是HNO ，不属于强酸，D错误。
2 3 2专题6 化学平衡图像
演讲人：专题 化学平衡图像
6
Ø 考题类型 整合策略
Ø 解题思路 答题策略专题 化学平衡图像
6
Ø 考题类型 整合策略
u1．化学平衡图像类型
(1)对于反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，m＋n＞p＋q且ΔH＞0，一般有如下几种
图像类型。
①v－t 图像专题 化学平衡图像
6
②c－t图像
④v－p(或T)图像
③α(或c)－p(或T)图像专题 化学平衡图像
6
(2)两种特殊图像
①对于化学反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，M点前，表示从反应开始v(正)＞
v(逆)；M点为刚好达到平衡点；M点后为平衡受温度的影响情况，即升温，A的百分含量
增加或C的百分含量减少，平衡左移，故正反应的ΔH＜0。专题 化学平衡图像
6
②对于化学反应mA(g)＋nB(g) pC(g)＋qD(g)，L线上所有的点都是平衡点。L线的上
方(E点)，A的百分含量大于此压强时平衡体系中A的百分含量，所以E点满足v(正)＞v(逆)；
同理L线的下方(F点)满足v(正)＜v(逆)。专题 化学平衡图像
6
Ø 解题思路 答题策略
u1．解题思路专题 化学平衡图像
6
u2．答题策略
对于化学平衡的有关图像问题，可按以下思路解题：
(1)认清坐标系，搞清横、纵坐标所代表的意义，并与勒夏特列原理相结合。
(2)紧扣可逆反应的特征，搞清正反应是吸热还是放热；体积增大、减小还是不变；有无固体、
液体纯物质参加反应或生成等。
(3)看清反应速率的变化及变化量的大小，在条件与变化之间“搭桥”。反应速率－时间图像
中，若改变某一反应条件，而反应速率－时间图像中不出现“断点”，则改变的条件为反应
物或生成物的浓度，若图像中出现“断点”，则是由其他条件(如压强、温度、催化剂等)改
变引起的。
(4)看清起点、拐点、终点，看清曲线的变化趋势，尤其要对拐点的产生进行仔细分析。
(5)先拐先平数据大。例如，在转化率(反应速率)－时间图像上，先出现拐点的曲线先达到平
衡，此时逆向推理可得该曲线对应的温度高或浓度大或压强大。
(6)定一议二。当图像中有三个量时，先确定一个量不变，再讨论另外两个量的关系。专题 化学平衡图像
6
例 [全国Ⅱ2017·27，14分]丁烯是一种重要的化工原料，可由丁烷催化脱氢制备。回答下列问题：
(1)正丁烷(C H )脱氢制1－丁烯(C H )的热化学方程式如下：
4 10 4 8
①C4H10(g)＋O2(g)===C4H8(g)＋H2O(g)
ΔH ＝－119 kJ·mol－1
2
ΔH ＝－242 kJ·mol－1
3
反应①的ΔH 为 _ _＋__1_2_3____ kJ·mol－1。图甲是反应①平衡转化率与反
1
应温度及压强的关系图，x___小_于____0.1(填“大于”或“小于”)；
欲使丁烯的平衡产率提高，应采取的措施是___A__D___(填标号)。
A．升高温度 B．降低温度 C．增大压强 D．降低压强专题 化学平衡图像
6
(2)丁烷和氢气的混合气体以一定流速通过填充有催化剂的反应器(氢气的作用是活化催化剂)，
出口气中含有丁烯、丁烷、氢气等。图乙为丁烯产率与进料气中 的关系。图中曲
线呈现先升高后降低的变化趋势，其降低的原因是
氢气是产物之一，随着 增大，逆反应速率增大
________________________________________________________________________。
(3)图丙为反应产率和反应温度的关系曲线，副产物主要是高温裂解
生成的短碳链烃类化合物。丁烯产率在590 ℃之前随温度升高而增
大的原因可能是
_________升__高__温__度__有__利__于__反__应__向__吸__热__方__向__进__行__ _____________________、
__________温__度__升__高__反__应__速__率__加__快_________________________________；
590 ℃之后，丁烯产率快速降低的主要原因可能是
______ __丁__烯__高__温__裂__解__生__成__短__碳__链__烃__类__化__合__物_________________________。专题 化学平衡图像
6
【解析】(1)根据盖斯定律，由反应②－反应③可得反应①C H (g)===C H (g)＋H (g) ΔH ＝
4 10 4 8 2 1
ΔH －ΔH ＝－119 kJ·mol－1－(－242 kJ·mol－1)＝＋123 kJ·mol－1。由图甲可知，温度相同时，
2 3
压强由 0.1 MPa 变为x MPa，反应①平衡转化率增大，由反应①的热化学方程式可知，该反应是
气体物质的量增大的反应，增大压强，平衡逆向移动，平衡转化率减小，故x小于0.1。反应①的
正反应为吸热反应，升高温度，平衡正向移动，丁烯的平衡产率提高，A正确；降低温度，平衡
逆向移动，丁烯的平衡产率降低，B错误；增大压强，反应①的平衡逆向移动，丁烯的平衡产率
降低，C错误；降低压强，反应①的平衡正向移动，丁烯的平衡产率提高，D正确。
(2)氢气是反应①的产物之一，随着 的增大，氢气的含量增大，浓度增大，则反应①
的逆反应速率增大，平衡逆向移动，所以丁烯产率降低。
(3)590 ℃ 之前，温度升高时反应速率加快，生成的丁烯会增多，同时由于反应①是吸热反应，
升高温度平衡正向移动，平衡体系中会生成更多的丁烯；而温度超过 590 ℃ 时，丁烯会裂解生
成短碳链烃类化合物，所以丁烯产率快速降低。专题7 水溶液中离子平衡图像分析
演讲人：专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
Ø 题型特点解读
Ø 解题思路指导
Ø 能力拓展提升专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
Ø 题型特点解读
u1. 试题特点
化学图像图表题是指以图像、图形和表格为试题信息呈现方式的一类试题，
这类试题将化学基本概念、基本理论知识结合起来，并将变化过程中的定量(或
定性)关系以曲线或表格的形式表示出来。水溶液中离子平衡图像题是图像题的
一种，它能够直观地反映溶液中各离子浓度的变化和关系，是当下高考考查的
热点，主要考查角度有弱酸弱碱的稀释图像、滴定曲线图像、分布分数图像、
沉淀溶解平衡图像等。专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
u2. 解题思路
解答水溶液中离子平衡图像题时，一般分三步：
第一步，总体读图，通过观察图像弄清横、纵坐标的含义及单位，弄清各微粒浓度的变化；
第二步，识图，分析特殊点的含义，如曲线的起点、终点、交叉点、极值点、转折点等，
分析曲线的变化趋势，如斜率的大小及升降；
第三步，以基本概念和理论为切入点，从图像中找出有用信息，结合概念解决问题。
离子平衡图像题的落点，主要有平衡常数计算和应用(如电离平衡常数、水解平衡常数、
溶度积常数、水的离子积常数等)、守恒问题(如电荷守恒、物料守恒等)、反应原理类(离
子反应、氧化还原反应、沉淀的转化与溶解等)，解题时根据选项所考查知识点，从基本
概念切入，采用特殊点直接代入法、等量替换法、公式变形法等解决问题。专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
Ø 解题思路指导
u1. 关注图像中的特殊点，获取信息，快速解题
①起点：可以用来判断酸碱性的强弱，求解K、K ；
a b
②两微粒浓度相等点：可以用来快速求解K、K ；
a b
③中性点：利用电荷守恒进行判断；
④物料成特殊比例点：先对溶质进行判断，可以利用此时溶液中溶质的信息判断物料
守恒关系、水电离的程度等信息。
u2. 离子平衡图像题目模型解读
(1)溶液稀释曲线
浓度均为0.10 mol/L、体积均为V 的MOH和ROH溶液，分别加水稀释至体积V，
0
pH随 的变化如图所示，判断MOH和ROH的碱性强弱。
(题目来源：2015年全国Ⅰ卷第13题)专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
【试题分析】考查利用起点处pH来判断碱性的强弱：
从图像可知，浓度为0.10 mol·L－1的MOH溶液pH为13，
浓度为0.10 mol·L－1的ROH溶液的pH小于13，代表此
时ROH的电离程度小于MOH，则ROH的碱性弱于MOH。
(2)不同pH下粒子分布图像
改变0.1 mol·L－1二元弱酸H
A
溶液的
pH
，溶液中
H A
、
HA
－、A2 －的物质的量分数δ(X) 随
2 2
的变化如图所示
pH
求算H A的电离平衡常数K 和K 。(题目来源：2017年全国Ⅱ卷第12题)
2 a1 a2专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
【试题分析】该试题利用溶液中两离子浓度相等的点可快速求
解K。根据电离平衡常数的表达式：
a
K ＝c(H＋)，因此由图像中pH＝1.2的点可以直接求出
a1
K ＝10－1.2，同理，K ＝10－4.2。要注意，若图像表示的是弱
a1 a2
碱溶液中各粒子浓度变化，需要将pH换算成氢氧根离子的浓
度再去求K 。
b
(3)酸碱中和滴定图像分析
常温下将NaOH溶液滴加到己二酸(H X)溶液中，混合溶液的pH与离子浓度变化的关系如图所
2
示。判断M、N各代表的是pH与哪个横坐标的变化关系。(题目来源：2017年全国Ⅰ卷第13题)专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
【试题分析】利用特殊点(带数值)求平衡常数，判断曲线。本
题只是在曲线的基础上利用对数函数将曲线转化成了直线，后
面会讲涉及对数图像题的解答技巧。常温下将NaOH溶液滴加到
己二酸(H X)溶液中，已知lg 1＝0，己二酸第一步电离强于第
2
二步电离，因此利用曲线M上横坐标为0的点，根据pH＝5.4直
接求出该曲线代表的K ＝10－5.4，利用曲线N上横坐标为0的点，
a
根据pH＝4.4直接求出该曲线代表的K ＝10－4.4，由此判断曲线
a
M代表专题 水溶液中离子平衡图像分析
7
(4)难溶电解质的沉淀溶解平衡曲线图像分析
[全国Ⅱ2019·12，6分]绚丽多彩的无机颜料的应用曾创造了古代绘画和彩陶的辉煌。硫化
镉(CdS)是一种难溶于水的黄色颜料，其在水中的沉淀溶解平衡曲线如图所示。下列说法错
误的是( B )
A. 图中a和b分别为T 、T 温度下CdS在水中的溶解度
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B. 图中各点对应的K 的关系为：K (m)＝
sp sp
K (n)
